Tài liệu ôn tập hoá học lớp 12 luyện thi đại học 2015 tham khảo (3)

LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
VẤN ĐỀ 1: CHẤT LƯỠNG TÍNH
LÍ THUYẾT
1. Chất/Ion lưỡng tính
- Chất/Ion lưỡng tính là những chất/ion vừa có khả năng nhường vừa có khả
năng nhận proton ( H
+
)
- Chất/ ion lưỡng tính vừa tác dụng được với dung dịch axit ( như HCl,
H
2
SO
4 loãng
…), vừa tác dụng được với dung dịch bazơ ( như NaOH, KOH,
Ba(OH)
2
…)
Lưu ý: Chất vừa tác dụng được với dung dịch axit, vừa tác dụng được với
dung dịch bazơ nhưng chưa chắc đã phải chất lưỡng tính như: Al, Zn, Sn, Pb,
Be
2. Các chất lưỡng tính thường gặp.
- Oxit như: Al
2
O
3
, ZnO, BeO, SnO, PbO, Cr
2
O
3
.
- Hidroxit như: Al(OH)

3
, Zn(OH)
2
, Be(OH)
2
, Pb(OH)
2
, Cr(OH)
3
…
- Muối chứa ion lưỡng tính như: Muối HCO
3
-
, HSO
3
-
, HS
-
, H
2
PO
4
-
…
- Muối amoni của axit yếu như: (NH
4
)
2
CO
3

, (NH
4
)
2
SO
3
, (NH
4
)
2
S,
CH
3
COONH
4
…
3. Các phản ứng của các chất lưỡng với dd HCl, NaOH
- Giả sử: X ( là Al, Cr), Y là ( Zn, Be, Sn, Pb)
a. Oxit:
* Tác dụng với HCl
X
2
O
3
+ 6HCl → 2MCl
3
+ 3H
2
O
YO + 2HCl → YCl

2
+ H
2
O
* Tác dụng với NaOH
X
2
O
3
+ NaOH → NaXO
2
+ 2H
2
O
YO + 2NaOH → Na
2
YO
2
+ H
2
O
b. Hidroxit lưỡng tính
* Tác dụng với HCl
X(OH)
3
+ 3HCl →XCl
3
+ 3H
2
O

Y(OH)
2
+ 2HCl → YCl
2
+ 2H
2
O
* Tác dụng với NaOH
X(OH)
3
+ NaOH → NaXO
2
+ 2H
2
O
Y(OH)
2
+ 2NaOH → Na
2
YO
2
+ 2H
2
O
c. Muối chứa ion lưỡng tính
* Tác dụng với HCl
HCO
3
-
+ H

+
→ H
2
O + CO
2
HSO
3
-
+ H
+
→ H
2
O + SO
2
HS
-
+ H
+
→ H
2
S
* Tác dụng với NaOH
HCO
3
-
+ OH
-
→ CO
3
2-

+ H
2
O
HSO
3
-
+ OH
-
→ SO
3
2-
+ H
2
O
HS
-
+ OH
-
→ S
2-
+ H
2
O
d. Muối của NH
4
+
với axit yếu
* Tác dụng với HCl
(NH
4

)
2
RO
3
+ 2HCl → 2NH
4
Cl + H
2
O + RO
2
( với R là C, S)
(NH
4
)
2
S + 2HCl → 2NH
4
Cl + H
2
S
* Tác dụng với NaOH
NH
4
+
+ OH
-
→ NH
3
+ H
2

O
Lưu ý: Kim loại Al, Zn, Be, Sn, Pb không phải chất lưỡng tính nhưng cũng
tác đụng được với cả axit và dung dịch bazơ
M + nHCl → MCl
n
+
2
n
H
2
( M là kim loại Al, Zn, Be, Sn, Pb; n là
hóa trị của M)
M + (4 - n)NaOH + (n – 2) H
2
O → Na
4-n
MO
2
+
2
n
H
2
VẤN ĐỀ 2: MÔI TRƯỜNG CỦA DUNG DỊCH MUỐI
LÍ THUYẾT
1. Muối trung hòa
- Muối trung hòa tạo bởi cation của bazơ mạnh và anion gốc axit mạnh không
bị thủy phân. Dung dịch thu được có môi trường trung tính ( pH = 7)
VD: NaNO
3

, KCl, Na
2
SO
4
,…
- Muối trung hòa tạo bởi cation của bazơ mạnh và anion gốc axit yếu bị thủy
phân. Dung dịch thu được có môi trường bazơ ( pH > 7)
VD: Na
2
CO
3
, K
2
S…
- Muối trung hòa tạo bởi cation của bazơ yếu và anion gốc axit mạnh bị thủy
phân. Dung dịch thu được có môi trường axit ( pH < 7)
VD: NH
4
Cl, CuSO
4
, AlCl
3
…
- Muối trung hòa tạo bởi cation của bazơ yếu và anion gốc axit yếu bị thủy
phân ( cả hai bị thủy phân). Tùy thuộc vào độ thủy phân của hai ion mà dung
dịch có pH = 7 hoặc pH > 7 hoặc pH < 7
VD: (NH
4
)
2

CO
3
, (NH
4
)
2
S…
2. Muối axit
- Muối HSO
4
-
có môi trường axit ( pH < 7) VD: NaHSO
4
…
- Muối HCO
3
-
, HSO
3
-
, HS
-
với cation bazơ mạnh có môi trường bazơ VD:
NaHCO
3
,…
Trang 1
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
VẤN ĐỀ 3: CÁC CHẤT PHẢN ỨNG VỚI NƯỚC Ở NHIỆT ĐỘ
THƯỜNG

LÍ THUYẾT
1. Các chất phản ứng với H
2
O ở nhiệt độ thường.
- Kim loại Kiềm + Ca, Sr, Ba tác dụng với H
2
O ở nhiệt độ thường tạo bazơ
+H
2
VD: Na + H
2
O → NaOH + ½ H
2
Ba + 2H
2
O → Ba(OH)
2
+ H
2
TQ: M + n H
2
O → M(OH)
n
+
2
n
H
2
- Oxit của KLK và CaO, SrO, BaO tác dụng với H
2

O ở nhiệt độ thường
tạobazơ
VD: Na
2
O + H
2
O → 2NaOH
BaO + H
2
O → Ba(OH)
2
- Các oxit: CO
2
, SO
2
, SO
3
, P
2
O
5
, N
2
O
5
, NO
2
tác dụng với H
2
O ở nhiệt

độthường tạo axit
VD: CO
2
+ H
2
O
→
¬ 
H
2
CO
3
SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
P
2
O
5
+ 3H
2
O → 2H
3
PO
4

N
2
O
5
+ H
2
O → 2HNO
3
3NO
2
+ H
2
O → 2HNO
3
+ NO
4NO
2
+ 2H
2
O + O
2
→ 4HNO
3
- Các khí HCl, HBr, HI, H
2
S không có tính axit, khi hòa tan vào nước sẽ tạo
dung dịch axit tương ứng.
- Khí NH
3
tác dụng với H

2
O rất yếu: NH
3
+ H
2
O
→
¬ 
NH
4
+
+ OH
-
.
- Một số muối của cation Al
3+
, Zn
2+
, Fe
3+
với anion gốc axit yếu như CO
3
2-
,
HCO
3
-
, SO
3
2-

, HSO
3
-
, S
2-
, HS
-
bị thủy phân tạo bazơ + axit tương ứng.
VD: Al
2
S
3
+ 6H
2
O → 2Al(OH)
3
+ 3H
2
S
Fe
2
(CO
3
)
3
+ 3H
2
O → 2Fe(OH)
3
+ 3CO

2
2. Tác dụng với H
2
O ở nhiệt độ cao.
- Ở nhiệt độ cao, khả năng phản ứng của các chất với H
2
O cao hơn, nhưng
các em chú ý một số phản ứng sau: Mg + 2H
2
O
dunnong
→
Mg(OH)
2
+ H
2
3Fe + 4H
2
O
570
o
C<
→
Fe
3
O
4
+ 4H
2
Fe + H

2
O
570
o
C>
→
FeO + H
2
C + H
2
O
nungdothan
→
CO + H
2
C + 2H
2
O
nungdothan
→
CO
2
+ 2H
2
VẤN ĐỀ 4: NƯỚC CỨNG
LÍ THUYẾT
1. Khái niệm
- Nước cứng là nước chứa nhiều cation Ca
2+
và Mg

2+
- Nước mềm là nước chứa ít hoặc không chứa cation Ca
2+
và Mg
2+
2. Phân loại
- Dựa vào đặc anion trong nước cứng ta chia 3 loại:
a. Nước cứng tạm thời là nước cứng chứa ion HCO
3
-
( dạng muối Ca(HCO
3
)
2

và Mg(HCO
3
)
2
)
- nước cứng tạm thời đun nóng sẽ làm mất tính cứng của nước
b. Nước cứng vĩnh cửu là nước cứng chứa ion Cl
-
, SO
4
2-
( dạng muối CaCl
2
,
MgCl

2
, CaSO
4
, và MgSO
4
)
- nước cứng vĩnh cửu đun nóng sẽ không làm mất tính cứng của nước
c. Nước cứng toàn phần là nước cứng chứa cả anion HCO
3
-
lẫn Cl
-
, SO
4
2-
.
- nước cứng toàn phần đun nóng sẽ làm giảm tính cứng của nước
3. Tác hại
- Làm hỏng các thiết bị nồi hơi, ống dẫn nước
- Làm giảm mùi vị thức ăn
- Làm mất tác dụng của xà phòng
4. Phương pháp làm mềm
a. Phương pháp kết tủa.
- Đối với mọi loại nước cứng ta dùng Na
2
CO
3
hoặc Na
3
PO

4
để làm mềm
nước
M
2+
+ CO
3
2-
→ MCO
3
↓
2M
2+
+ 2PO
4
3-
→ M
3
(PO
4
)
2
↓
- Đối với nước cứng tạm thời, ngoài phương pháp dùng Na
2
CO
3
, Na
3
PO

4
ta
có thể dùng thêm NaOH hoặc Ca(OH)
2
vừa đủ, hoặc là đun nóng.
+ Dùng NaOH vừa đủ.
Ca(HCO
3
)
2
+ 2NaOH → CaCO
3
↓ + Na
2
CO
3
+ 2H
2
O
Mg(HCO
3
)
2
+ 2NaOH → MgCO
3
↓ + Na
2
CO
3
+ 2H

2
O
+ Dùng Ca(OH)
2
vừa đủ
Ca(HCO
3
)
2
+ Ca(OH)
2
→ 2CaCO
3
↓ + 2H
2
O
Mg(HCO
3
)
2
+ Ca(OH)
2
→ MgCO
3
↓ + CaCO
3
↓ + 2H
2
O
+ Đun sôi nước, để phân hủy Ca(HCO

3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
tạo thành
muối cacbonat không tan. Để lắng gạn bỏ kể tủa được nước mềm.
Ca(HCO
3
)
2

o
t
→
CaCO
3
+ CO
2
↑ + H
2
O
Mg(HCO
3
)
2

o

t
→
MgCO
3
+ CO
2
↑ + H
2
O
Trang 2
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
VẤN ĐỀ 5: ĂN MÒN KIM LOẠI
LÍ THUYẾT
1. Ăn mòn kim loại: là sự phá hủy kim loại do tác dụng của các chất trong
môi trường
- Ăn mòn kim loại có 2 dạng chính: ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.
2. Ăn mòn hóa học: là quá trình oxi hóa khử, trong đó các electron của kim
loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.
- Ăn mòn hóa học thường xảy ra ở những bộ phận của thiết bị lò đốt hoặc
những thiết bị thường xuyên phải tiếp xúc vớ hơi nước và khí oxi…
Kinh nghiệm: nhận biết ăn mòn hóa học, ta thấy ăn mòn kim loại mà không
thấy xuất hiện cặp kim loại hay cặp KL-C thì đó là ăn mòn kim loại.
3. Ăn mòn điện hóa: là quá trình oxi hóa khử, trong đó kim loại bị ăn mòn
do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên đong electron chuyển dời từ
cực âm đến cực dương.
- Điều kiện để xảy ra ăn mòn điện hóa: phải thỏa mãn đồng thời 3 điều sau
+ Các điện cực phải khác nhau về bản chất
+ Các định cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây
dẫn
+ Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li

- Ăn mòn điện hóa thường xảy ra khi cặp kim loại ( hoặc hợp kim) để ngoài
không khí ẩm, hoặc nhúng trong dung dịch axit, dung dịch muối, trong nước
không nguyên chất…
4. Các biện pháp chống ăn mòn kim loại.
a. Phương pháp bảo vệ bề mặt
- Phủ lên bề mặt kim loại một lớp sơn, dầu mỡ, chất dẻo…
- Lau chùi, để nơi khô dáo thoáng
b. Phương pháp điện hóa
- dùng một kim loại là “ vật hi sinh” để bảo vệ vật liệu kim loại.
VD: để bảo vệ vỏ tầu biển bằng thép, người ta gắn các lá Zn vào phía ngoài
vỏ tàu ở phần chím trong nước biển ( nước biển là dung dịch chất điện li).
Kẽm bị ăn mòn, vỏ tàu được bảo vệ.
VẤN ĐỀ 6: PHẢN ỨNG NHIỆT PHÂN
LÍ THUYẾT
1. Nhiệt phân muối nitrat
- Tất cả các muối nitrat đều bị nhiệt phân tạo sản phẩm X + O
2
a. Nhiệt phân muối nitrat của kim loại K, Ba,Ca, Na…( kim loại tan) thì
sản phẩm X là muối nitrit ( NO
2
-
)
VD: 2NaNO
3

o
t
→
2NaNO
2

+ O
2
2KNO
3

o
t
→
2KNO
2
+ O
2
b. Nhiệt phân muối nitrat của kim loại Mg → Cu thì sản phẩm X là oxit +
NO
2
VD: 2Cu(NO
3
)
2

o
t
→
2CuO + 4NO
2
+ O
2

2Fe(NO
3

)
3

o
t
→
Fe
2
O
3
+ 6NO
2
+
3
2
O
2
Lưu ý: nhiệt phân muối Fe(NO
3
)
2
thu được Fe
2
O
3
( không tạo ra FeO )
2Fe(NO
3
)
2

o
t
→
Fe
2
O
3
+ 4NO
2
+ ½ O
2
c. Nhiệt phân muối nitrat của kim loại sau Cu thì sản phẩm X là KL + NO
2
VD: 2AgNO
3

o
t
→
2Ag + 2NO
2
+ O
2
2. Nhiệt phân muối cacbonat ( CO
3
2-
)
- Muối cacbonat của kim loại kiềm không bị phân hủy như Na
2

CO
3
, K
2
CO
3
- Muối cacbonat của kim loại khác trước Cu bị nhiệt phân thành oxit + CO
2
VD: CaCO
3

o
t
→
CaO + CO
2
MgCO
3

o
t
→
MgO + CO
2
- Muối cacbonat của kim loại sau Cu bị nhiệt phân thành KL + O
2
+ CO
2
VD: Ag
2

CO
3

o
t
→
2Ag + ½ O
2
+ CO
2
- Muối (NH
4
)
2
CO
3

o
t
→
2NH
3
+ CO
2
+ H
2
O
3. Nhiệt phân muối hidrocacbonat ( HCO
3
-

)
- Tất cả các muối hidrocacbonat đều bị nhiệt phân.
- Khi đun nóng dung dịch muối hidrocacbonat:
Hidrocacbonat
o
t
→
Cacbonat trung hòa + CO
2
+ H
2
O
VD: 2NaHCO
3

o
t
→
Na
2
CO
3
+ CO
2
+ H
2
O
Ca(HCO
3
)

2

o
t
→
CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O
- Nếu nhiệt phân hoàn toàn muối hidrocacbonat
+ Muối hidrocacbonat của kim loại kiềm
o
t
→
Cacbonat trung hòa +
CO
2
+ H
2
O
VD: 2NaHCO
3

o
t
→
Na

2
CO
3
+ CO
2
+ H
2
O
+ Muối hidrocacbonat của kim loại khác
o
t
→
Oxit kim loại + CO
2

+ H
2
O
VD: Ca(HCO
3
)
2

, àn
o
t ho toan
→
CaO + 2CO
2
+ H

2
O
3. Nhiệt phân muối amoni
- Muối amoni của gốc axit không có tính oxi hóa
o
t
→
Axit + NH
3
VD: NH
4
Cl
o
t
→
NH
3
+ HCl
Trang 3
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
(NH
4
)
2
CO
3

o
t
→

2NH
3
+ H
2
O + CO
2
- Muối amoni của gốc axit có tính oxi hóa
o
t
→
N
2
hoặc N
2
O + H
2
O
VD: NH
4
NO
3

o
t
→
N
2
O + 2H
2
O

NH
4
NO
2

o
t
→
N
2
+ 2H
2
O
(NH
4
)
2
Cr
2
O
7

o
t
→
Cr
2
O
3
+ N

2
+ 2H
2
O
4. Nhiệt phân bazơ
- Bazơ tan như NaOH, KOH, Ba(OH)
2
, Ca(OH)
2
…không bị nhiệt phân hủy.
- Bazơ không tan nhiệt phân tạo oxit + H
2
O
VD: 2Al(OH)
3

o
t
→
Al
2
O
3
+ 3H
2
O
Cu(OH)
2

o

t
→
CuO + H
2
O
Lưu ý: Fe(OH)
2

, ông
o
t kh cokhongkhi
→
FeO + H
2
O
2Fe(OH)
2
+ O
2

o
t
→
Fe
2
O
3
+ 2H
2
O

VẤN ĐỀ 7: PHẢN ỨNG ĐIỆN PHÂN
LÍ THUYẾT
I. Điện phân nóng chảy
- Thường điện phân muối clorua của kim loại mạnh, bazơ của kim loại kiềm,
hoặc oxit nhôm
+ Muối halogen: RCl
n

dpnc
→
R +
2
n
Cl
2
( R là kim loại kiềm, kiềm thổ)
+ Bazơ: 2MOH
dpnc
→
2M + ½ O
2
+ H
2
O
+ Oxit nhôm: 2Al
2
O
3

dpnc

→
4Al + 3O
2
II. Điện phân dung dịch.
1. Muối của kim loại tan
- Điện phân dung dịch muối halogenua ( gốc –Cl, -Br …) có màng ngăn, tạo
bazơ + halogen + H
2
VD: 2NaCl + H
2
O
dddp
comangngan
→
2NaOH + Cl
2
+ H
2

- Điện phân dung dịch muối halogen nếu không có màng ngăn, Cl
2
sinh ra
phản ứng với dung dịch kiềm tạo nước giaven.
VD: 2NaCl + H
2
O
dddp
khongmangngan
→
NaCl + NaClO + H

2
2. Muối của kim loại trung bình yếu: khi điện phân dung dịch sinh kim loại
a. Nếu muối chứa gốc halogenua ( gốc –Cl, - Br …): Sản phẩm là KL + phi
kim
VD: CuCl
2

dddp
→
Cu + Cl
2
b. Nếu muối chứa gốc có oxi: Sản phẩm là KL + Axit + O
2
VD: 2Cu(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
dddp
→
2Cu + 4HNO
3
+ O
2
2CuSO
4
+ 2H
2

O
dddp
→
2Cu + 2H
2
SO
4
+ O
2
3. Muối của kim loại tan với gốc axit có oxi, axit có oxi, bazơ tan như
NaNO
3
, NaOH, H
2
SO
4
…
- Coi nước bị điện phân: 2H
2
O
dddp
→
2H
2
+ O
2
VẤN ĐỀ 8: PHẢN ỨNG NHIỆT LUYỆN
LÍ THUYẾT
1. Khái niệm
- Là phản ứng điều chế kim loại bằng các khử các oxit kim loại ở nhiệt độ

cao bằng H
2
, CO, Al, C
2. Phản ứng
CO CO
2
(1)
H
2
+ KL-O
toC
→
KL + H
2
O (2)
Al Al
2
O
3
(3)
C hh CO, CO
2
(4)
Điều kiện:
- KL phải đứng sau Al trong dãy hoạt điện hóa ( riêng CO, H
2
không khử
được ZnO)
K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe
Vd: CuO + CO → Cu + CO

2
MgO + CO → không xảy ra.
- Riêng phản ứng (3) gọi là phản ứng nhiệt nhôm ( phản ứng của Al với
oxit KL sau nó ở nhiệt độ cao)
DẠNG 9: TỔNG HỢP CÁC TÍNH CHẤT CỦA MỘT SỐ CHẤT VÔ
CƠ THƯỜNG GẶP
LÍ THUYẾT
I. PHẢN ỨNG TẠO PHỨC CỦA NH
3
.
- NH
3
có thể tạo phức tan với cation Cu
2+
, Zn
2+
, Ag
+
, Ni
2+
…
TQ: M(OH)
n
+ 2nNH
3
→ [M(NH
3
)
2n
] (OH)

n
với M là Cu, Zn, Ag.
VD: CuSO
4
+ 2NH
3
+ 2H
2
O → Cu(OH)
2
+ (NH
4
)
2
SO
4
Cu(OH)
2
+ 4NH
3
→ [Cu(NH
3
)
4
] (OH)
2
VD: AgCl + 2NH
3
→ [Ag(NH
3

)
2
]Cl
II. PHẢN ỨNG CỦA MUỐI AXIT ( HCO
3
-
, HSO
3
-
, HS
-
… )
- Ion HCO
3
-
, HSO
3
-
, HS
-
… có tính lưỡng tính nên vừa tác dụng với dung
dịch axit, vừa tác dụng với dung dịch bazơ
HCO
3
-
+ H
+
→ H
2
O + CO

2↑
HCO
3
-
+ OH
-
→ CO
3
2-
+ H
2
O
Trang 4
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
HCO
3
-
+ HSO
4
-
→ H
2
O + CO
2↑
+ SO
4
2-
III. PHẢN ỨNG CỦA MUỐI HSO
4
-

.
- Ion HSO
4
-
là ion chứa H của axit mạnh nên khác với ion chứa H của axit
yếu như HCO
3
-
, HSO
3
-
, HS
-
…
- Ion HSO
4
-
không có tính lưỡng tính, chỉ có tính axit mạnh nên phản ứng
giống như axit H
2
SO
4
loãng.
+ Tác dụng với HCO
3
-
, HSO
3
-
,…

HSO
4
-
+ HCO
3
-
→ SO
4
2-
+ H
2
O + CO
2
↑
+ Tác dụng với ion Ba
2+
, Ca
2+
, Pb
2+
…
HSO
4
-
+ Ba
2+
→ BaSO
4
↓ + H
+

IV. TÁC DỤNG VỚI HCl
1. Kim loại: các kim loại đứng trước nguyên tố H trong dãy hoạt động hóa
học ( K, Na,Mg….Pb)
M + nHCl → MCl
n
+
2
n
H
2
VD: Mg + 2HCl → MgCl
2
+ H
2

- Riêng Cu nếu có mặt oxi sẽ có phản ứng với HCl: 2Cu + 4HCl + O
2
→
2CuCl
2
+ 2H
2
O
2. Phi kim: không tác dụng với HCl
3. Oxit bazơ và bazơ: tất cả các oxit bazơ và oxit bazơ đều phản ứng tạo
muối ( hóa trị không đổi) và H
2
O
M
2

O
n
+ 2nHCl → 2MCl
n
+ nH
2
O
VD: CuO + 2HCl → CuCl
2
+ H
2
O
Fe
3
O
4
+ 8HCl → FeCl
2
+ 2FeCl
3
+ 4H
2
O
- Riêng MnO
2
tác dụng với HCl đặc theo phản ứng: MnO
2
+ 4HCl → MnCl
2

+ Cl
2
+ 2H
2
O
4. Muối: tất cả các muối của axit yếu và AgNO
3
, Pb(NO
3
)
2
đều phản ứng với
HCl
VD: CaCO
3
+ 2HCl → CaCl
2
+ CO
2
+ H
2
O
Ca(HCO
3
)
2
+ 2HCl → CaCl
2
+ 2H
2

O + 2CO
2
AgNO
3
+ HCl → AgCl↓ + HNO
3
FeS + 2HCl → FeCl
2
+ H
2
S ↑ ( lưu ý CuS, PbS không phản ứng với
HCl)
FeS
2
+ 2HCl → FeCl
2
+ H
2
S + S
- Riêng các muối giàu oxi của Mn, Cr tác dụng với HCl đặc tạo khí Cl
2
VD: 2KMnO
4
+ 16HCl → 2KCl + 2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 8H
2
O

V. TÁC DỤNG VỚI NaOH.
1. Kim loại:
- Nhóm 1: các kim loại phản ứng với H
2
O gồm KLK và Ca, Sr, Ba. Các kim
loại nhóm 1 sẽ phản ứng với H
2
O ở trong dung dịch NaOH.
M + H
2
O → M(OH)
n
+
2
n
H
2
VD: K tác dụng với dd NaOH sẽ xảy ra phản ứng: K + H
2
O → KOH + ½
H
2
- Nhóm 2: các kim loại Al, Zn, Be,Sn, Pb tác dụng với NaOH theo phản ứng
M + (4-n) NaOH + (n – 2) H
2
O → Na
4-n
MO
2
+

2
n
H
2
VD: Al + NaOH + H
2
O → NaAlO
2
+
3
2
H
2
Zn + 2NaOH → Na
2
ZnO
2
+ H
2
2. Phi kim: Cl
2
, Br
2
phản ứng với NaOH.
- Clo phản ứng với dd NaOH ở nhiệt độ thường tạo nước giaven
Cl
2
+ 2NaOH → NaCl + NaClO + H
2
O

- Clo phản ứng với dd NaOH ở nhiệt độ 100
o
C tạo muối clorat (ClO
3
-
)
3Cl
2
+ 6KOH → 5KCl + KClO
3
+ 3H
2
O
3. Oxit lưỡng tính và hidroxit lưỡng tính: Như Al
2
O
3
, ZnO
2
, BeO, PbO,
SnO, Cr
2
O
3
, Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Be(OH)
2

, Pb(OH)
2
, Sn(OH)
2
, Cr(OH)
3
- Các oxit lưỡng tính và hidroxit lưỡng tính đều phản ứng với NaOH đặc
( với dung dịch NaOH thì Cr
2
O
3
không phản ứng) tạo muối và nước
VD: Al
2
O
3
+ 2NaOH → 2NaAlO
2
+ H
2
O
ZnO + 2NaOH → Na
2
ZnO
2
+ H
2
O
Al(OH)
3

+ NaOH → NaAlO
2
+ 2H
2
O
Zn(OH)
2
+ 2NaOH → Na
2
ZnO
2
+ 2H
2
O
Các oxit, hidroxit của kim loại hóa trị III ( Cr) phản ứng giống oxit, hidroxit
của nhôm
Các oxit, hidroxit của kim loại hóa trị II ( Be, Sn, Pb) phản ứng giống oxit,
hidroxit của kẽm.
4. Oxit axit ( CO
2
, SO
2
, NO
2
, N
2
O
5
, P
2

O
5
, SiO
2
)
-phản ứng 1: Tác dụng với NaOH tạo muối trung hòa và H
2
O
VD: CO
2
+ 2NaOH → Na
2
CO
3
+ H
2
O
- phản ứng 2: tác dụng với NaOH tạo muối axit ( với các oxit axit của axit
nhiều nấc)
VD: CO
2
+ NaOH → NaHCO
3
Lưu ý: - NO
2
tác dụng với NaOH tạo 2 muối như sau: 2NO
2
+ 2NaOH →
NaNO
3

+ NaNO
2
+ H
2
O
Trang 5
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
- SiO
2
chỉ phản ứng được với NaOH đặc, không phản ứng với NaOH loãng.
- Các oxit CO, NO là oxit trung tính không tác dụng với NaOH
5. Axit: tất cả các axit đều phản ứng ( kể cả axit yếu)
- phản ứng 1: Axit + NaOH → Muối trung hòa + H
2
O
VD: HCl + NaOH → NaCl + H
2
O
H
2
SO
4
+ 2NaOH → Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
- Phản ứng 2: Axit nhiều nấc + NaOH → Muối axit + H

2
O
VD: H
3
PO
4
+ NaOH → NaH
2
PO
4
+H
2
O
6. Muối amoni và dd muối của kim loại có bazơ không tan ( như muối
Mg
2+
, Al
3+
….)
- phản ứng 1: Muối amoni + NaOH → Muối Na
+
+ NH
3
+ H
2
O
VD: NH
4
Cl + NaOH → NaCl + NH
3

+ H
2
O
- Phản ứng 2: Muối của kim loại có bazơ không tan + NaOH → Muối Na
+
+
Bazơ↓
VD: MgCl
2
+ 2NaOH → 2NaCl + Mg(OH)
2↓
VẤN ĐỀ 10: CÁC CHẤT CÙNG TỒN TẠI TRONG MỘT HỖN HỢP
LÍ THUYẾT
1. Điều kiện cùng tồn tại trong một hỗn hợp
- Các chất cùng tồn tại trong hỗn hợp trong một điều kiện cho trước khi và
chỉ khi các chất đó không phản ứng với nhau ở điều kiện đó.
2. Cùng tồn tại trong hỗn hợp khí
a. Ở điều kiện thường.
- Các cặp khí cùng tồn tại trong điều kiện thường hay gặp là
Cl
2
và O
2
Cl
2
và CO
2
Cl
2
và SO

3
Cl
2
và O
3
F
2
và O
2
F
2
và CO
2
F
2
và SO
3
F
2

và O
3
O
2
và H
2
O
2
và CO
2

O
2
và SO
2
O
2
và N
2
N
2
và Cl
2
N
2
và HCl N
2
và F
2
N
2
và H
2
S
….
- Các cặp khí không cùng tồn tại trong cùng một hỗn hợp ở điều kiện thường
là
F
2
và H
2

Cl
2
và H
2
H
2
S và O
2
NH
3
và Cl
2
HI và O
3
NH
3
và HCl H
2
S và O
3
NO và O
2
…
b. Ở điều kiện đun nóng
- Các cặp khí không cùng tồn tại trong điều kiện đun nóng: ngoài các cặp
không tồn tại ở điều kiện thường còn có thêm
H
2
và O
2

SO
2
và O
2
( khi có V
2
O
5
) …
3. Cùng tồn tại trong dung dịch
- Các cặp chất cùng tồn tại trong một dung dịch khi không phản ứng với nhau
- Các phản ứng xảy ra trong một dung dịch thường gặp
a. Phản ứng trao đổi:
* tạo ↓: ( xem tính tan của muối)
* tạo ↑: H
+
+ CO
3
2-
, HCO
3
-

* axit – bazơ: OH
-
+ H
+
, HCO
3
-

, HS
-

b. Phản ứng oxi hóa khử
* Fe(NO
3
)
2
+ AgNO
3
→ Fe(NO
3
)
3
+ Ag
* 3Fe
2+
+ NO
3
-
+ 4H
+
→ 3Fe
3+
+ NO + 2H
2
O
* 2Fe
3+
+ 2I

-
→ 2Fe
2+
+ I
2
* 2Fe
3+
+ 3S
2-
→ 2FeS + S
VẤN ĐỀ 11: TỔNG HỢP CÁC HIỆN TƯỢNG PHẢN ỨNG
LÍ THUYẾT
- Cần lưu ý trong mỗi chương về chất vô cơ đều có một số hiện tượng, các
hiện tượng này được giải thích dựa vào phản ứng oxi hóa khử. Các hiện
tượng này được ứng dụng để làm các bài tập nhận biết.
- Trong chương halogen có các hiện tượng như: tính tẩy màu của clo, màu kết
tủa của AgX ( X là Cl, Br, I), phản ứng màu của iot với hồ tinh bột…
- Trong chương oxi lưu huỳnh có các hiện tượng như phản ứng của O
3
với Ag
hoặc dd KI,
- Trong chương nitơ photpho có các hiện tượng về các phản ứng của HNO
3
,
phản ứng của NH
3
tạo phức, hiện tượng ma chơi…
Trang 6
Al
3+

Fe
3+
Zn
2+
+
CO
3
2-
,
HCO
3
-
SO
3
2-
, HSO
3
-
S
2-
, HS
-
AlO
2
-
,
ZnO
2
2-
+ H

2
O >
Al(OH)
3
Fe(OH)
3
Zn(OH)
2
CO
2
SO
2
H
2
S
Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
+
+Muỗi
VD: 2FeCl
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O → 2Fe(OH)

3
+ 3CO
2
+ 6NaCl
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
- Trong chương cacbon silic có các hiện tượng về phản ứng của CO
2
với dung
dịch kiềm…
- Trong phần kim loại có các hiện tượng về phản ứng của NaOH với các dung
dịch muối, hiện tượng của kim loại tác dụng với dung dịch muối, hiện tượng
của phản ứng của sắt (III)…
VẤN ĐỀ 12. DỰ ĐOÁN CÁC PHẢN ỨNG VÔ CƠ
LÍ THUYẾT
- Các phản ứng thường gặp trong hóa vô cơ các em cần nhớ kĩ công thức
phản ứng và điều kiện tương ứng là
1. Phản ứng hóa hợp
2. Phản ứng phân hủy
3. Phản ứng thế
4. Phản ưng trao đổi
5. Phản ứng oxi hóa khử
6. Phản ứng axit bazơ
7. Phản ứng thủy phân
VẤN ĐỀ 13: LÀM KHÔ KHÍ
LÍ THUYẾT
1. Chất làm khô:
- có tác dụng hút ẩm: H
2
SO
4

đặc, dd kiềm, CuSO
4
, CaCl
2
, CaO, P
2
O
5
- không tác dụng với chất cần làm khô
2. Khí cần làm khô.
H
2
, CO, CO
2
, SO
2
,SO
3
, H
2
S,O
2
, N
2
, NH
3
, NO
2
,Cl
2

, HCl, hidrocacbon.
3. Bảng tóm tắt.
Dd kiềm, CaO H
2
SO
4
, P
2
O
5
CaCl
2 khan,
CuSO
4 khan
Khí
làm
khô
được
H
2
, CO, O
2
, N
2
, NO,
NH
3
, C
x
H

y
H
2
, CO
2
, SO
2
, O
2
,
N
2
, NO, NO
2
, Cl
2
,
HCl, C
x
H
y
.
Tất cả
Chú ý: với
CuSO
4
không làm khô
được H
2
S, NH

3
Khí
khôg
làm
khô
được
CO
2
, SO
2
, SO
3
,
NO
2
, Cl
2
, HCl, H
2
S
NH
3
.
Chú ý: H
2
SO
4
không làm khô
được H
2

S, SO
3
còn
P
2
O
5
thì làm khô
được
VẤN ĐỀ 14: DÃY ĐIỆN HÓA
LÍ THUYẾT
1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại
- Nguyên tử kim loại dễ nhường electron trở thành ion kim loại, ngược lại ion
kim loại có thể nhận electron trở thành nguyên tử kim loại.
VD :
+
Ag + 1e Ag€
2+
Cu + 2e Cu €
2+
Fe + 2e Fe€
- Các nguyên tử kim loại (Ag, Cu, Fe, ) đóng vai trò chất khử, các ion kim
loại (Ag
+
, Cu
2+
, Fe
2+
) đóng vai trò chất oxi hoá.
- Chất oxi hoá và chất khử của cùng ột nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi

hoá - khử. Thí dụ ta có cặp oxi hoá - khử : Ag
+
/Ag ; Cu
2+
/Cu ; Fe
2+
/Fe.
Kết luận: Nói cặp oxi hóa khử là nói dạng oxi hóa trước dạng khử sau, và
chúng ta ghi dạng oxi hóa trên dạng khử.
* Tổng quát: Dạng oxi hóa
Dạng khử.
2. So sánh tính chất của các cặp oxi hoá - khử
VD: So sánh tính chất của hai cặp oxi hoá - khử Cu
2+
/Cu và Ag
+
/Ag, thực
nghiệm cho thấy Cu tác dụng được với dung dịch muối Ag
+
theo phương
trình ion rút gọn :
Cu + 2Ag
+
→ Cu
2+
+ 2Ag
So sánh : Ion Cu
2+
không oxi hoá được Ag, trong khi đó Cu khử được ion
Ag

+
. Như vậy, ion Cu
2+
có tính oxi hoá yếu hơn ion Ag
+
. Kim loại Cu có
tính khử mạnh hơn Ag.
- Để so sánh cặp oxi hóa khử ta so sánh tính oxi hóa của dạng oxi hóa, tính
khử của dạng khử. Mà chiều phản ứng oxi hóa khử là chất khử mạnh phản
ứng với chất oxi hóa mạnh tạo chất khử và chất oxi hóa yếu hơn.
+ tính oxi hóa: Cu
2+
< Ag
+
+ tính khử: Cu > Ag
3. Dãy điện hoá của kim loại
Người ta đã so sánh tính chất của nhiều cặp oxi hoá - khử và sắp xếp thành
dãy điện hoá của kim loại :
Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần
K
+
Ba
2+
Ca
2+
Na
+
Mg
2+
Al

3+
Zn
2+
Fe
2+
Ni
2+
Sn
2+
Pb
2+
H
+
Cu
2+
Fe
3+
Ag
+
K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Fe
2+
Ag
Tính khử của kim loại giảm dần
4. ý nghĩa của dãy điện hoá của kim loại
Ứng dụng 1: Xác định thứ tự ưu tiên
Xác định thứ tự ưu tiên phản ứng của chất khử, của chất oxi hóa.
Trang 7
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
Lưu ý nếu có hỗn hơp nhiều chất oxi hóa khử tác dụng với nhau thì ta mới
xét thứ tự ưu tiên.

Luật phản ứng oxihoa khử.
Chất Mạnh → Chất yếu
( pư trước đến hết) ( pư tiếp )
Ứng dụng 2: Quy tắc α
( Quy tắc α dùng để dự đoán phản ứng)
Gọi là quy tắc α vì ta vẽ chữ α là tự có phản ứng.
Tổng quát:
Ox 1 Ox 2
Kh 1 Kh 2
=> phản ứng:Ox
2
+ Kh
1
→ Ox
1
+ Kh
2
.
Dãy điện hoá của kim loại cho phép dự đoán chiều của phản ứng giữa 2 cặp
oxi hoá - khử theo quy tắc α (anpha) : Phản ứng giữa 2 cặp oxi hoá - khử sẽ
xảy ra theo chiều, chất oxi hoá mạnh nhất sẽ oxi hoá chất khử mạnh nhất,
sinh ra chất oxi hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn.
VẤN ĐỀ 15: CHẤT OXI HÓA, CHẤT KHỬ - SỰ OXI HÓA, SỰ KHỬ
LÍ THUYẾT
1. Khái niệm
- Chất khử là chất nhường electron
- Chất oxi hóa là chất nhận electron
- Sự khử là quá trình nhận electron
- Sự oxi hóa là sự nhường electron.
=> Chất và sự ngược nhau.

2. Cách xác định chất oxi hóa chất khử.
- Cần nhớ: Khử cho tăng, O nhận giảm
Nghĩa là chất khử cho electron số oxi hóa tăng, chất oxi hóa nhận electron số
oxi hóa giảm.
- Để xác định được chất oxi hóa chất khử đúng ta dựa vào một số kinh
nghiệm sau:
* Chất vừa có tính oxi hóa khử là những chất:
- có nguyên tố có số oxi hóa trung gian như FeO, SO
2
, Cl
2
…
- có đồng thời nguyên tố có soh thấp và nguyên tố có soh cao (
thường gặp các hợp chất của halogen, NO
3
-
) như: HCl, NaCl, FeCl
3
, HNO
3
,
NaNO
3
….
* Chất chỉ có tính khử: là những chất chỉ có nguyên tố có số oxi hóa
thấp thể hiện tính chất như H
2
S, NH
3
…

* Chất chỉ có tính oxi hóa là nhưng chất chỉ có nguyên tố có số oxi
hóa cao thể hiện tính chất như F
2
, O
2
, O
3
….
VẤN ĐỀ 16: HOÀN THÀNH PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
LÍ THUYẾT
I. CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1. PHƯƠNG PHÁP THĂNG BẰNG ELECTRON
B
1
. Xác định số oxi hoá các nguyên tố. Tìm ra nguyên tố có số oxi hoá thay
đổi .
B
2
. Viết các quá trình làm thay đổi số oxi hoá
Chất có oxi hoá tăng : Chất khử - ne
→
số oxi hoá tăng
Chất có số oxi hoá giảm: Chất oxi hoá + me
→
số oxi hoá giảm
B
3
. Xác định hệ số cân bằng sao cho số e cho = số e nhận
B
4

. Đưa hệ số cân bằng vào phương trình, đúng chất (Nên đưa hệ số vào bên
phải của pt trước) và kiểm tra lại theo trật tự : kim loại – phi kim – hidro –
oxi
VD: Lập ptpứ oxh-k sau: Al + HNO
3

→
Al(NO
3
)
3
+ N
2
O + H
2
O.
OHONNOAlONHAl
2
1
233
3
3
50
)( ++→+
+++

15
30
24.22
3

3
8
++
+
→+
+→
×
×
NeN
eAlAl
OHONNOAlONHAl
2
1
233
3
3
50
153)(8308 ++→+
+++
2. MỘT SỐ VÍ DỤ VẬN DỤNG
DẠNG 1: PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG CÓ MỘT CHẤT OXI HOÁ
VÀ MỘT CHẤT KHỬ
Ví dụ 1: Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
Fe
2
O
3
+ CO → Fe + CO
2

Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Vận dụng các quy tắc xác định số oxi hoá :
Fe
+3

2
O
3
+ C
+2
O → Fe
0
+ C
+4
O
2
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá
trình.
Trước khi cân bằng mỗi quá trình để thuận tiện cho các phương trình ta nên
dùng một kỹ xảo là cân bằng số nguyên tử thuộc 2 vế phương trình sau đó
nhân số lượng các nguyên tử với số electron nhường hoặc nhận.
2 Fe
+3
+ 2x 3e

→ 2 Fe
0

C
+2

→ C
+4
+ 2e
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
Trang 8
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
1 2 Fe
+3
+ 2x 3e

→ 2 Fe
0

3 C
+2
→ C
+4
+ 2e
Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
Fe
2
O
3
+ 3CO → 2 Fe + 3CO
2
Ví dụ 2: Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
MnO

2
+ HCl → MnCl
2
+ Cl
2
+
H
2
O
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Vận dụng các quy tắc xác định số oxi hoá :
Mn
+4
O
2
+ HCl
-1
→ Mn
+2
Cl
2
+ Cl
0
2

+ H
2
O
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá
trình.

Mn
+4
+ 2e

→ Mn
+2

2 Cl
-1
→ Cl
2
+ 2e
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
1 Mn
+4
+ 2e

→ Mn
+2

1 2 Cl
-1
→ Cl
2
+ 2e
Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
MnO
2

+ 4 HCl → MnCl
2
+ Cl
2
+
2H
2
O
Ví dụ 3 : Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
Fe
3
O
4
+ HNO
3

loãng
→ Fe(NO
3
)
3
+ NO
+ H
2
O
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Fe
3
+8/3

O
4
+ HN
+5
O
3

loãng
→ Fe
+3
(NO
3
)
3
+ N
+2
O
+ H
2
O
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá
trình.
Điền trước Fe
+8/3
và Fe
+3
hệ số 3 trước khi cân bằng mỗi quá trình.
3Fe
+8/3
+ 3x(3- 8/3) e

→ 3 Fe
+3

N
+5
→ N
+2
+ 3e
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
3 3Fe
+8/3
+ 3x(3- 8/3) e

→ 3 Fe
+3

1 N
+5
→ N
+2
+ 3e

Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
3Fe
3
O
4

+ 28HNO
3

loãng
→ 9 Fe(NO
3
)
3
+ NO +
14 H
2
O
Ví dụ 4 : Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
FeSO
4
+ K
2
Cr
2
O
7
+ H
2
SO
4
→ Fe
2
(SO
4

)
3
+ K
2
SO
4
+
Cr
2
(SO
4
)
3
+ H
2
O
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Fe
+2
SO
4
+ K
2
Cr
+6
2
O
7
+ H
2

SO
4
Fe
+3
2
(SO
4
)
3
+ K
2
SO
4
+ Cr
+3
2
(SO
4
)
3

+ H
2
O
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá
trình.
Điền trước Fe
+2
và Fe
+3

hệ số 2. Điền trước Cr
+6
và Cr
+3
hệ số 2 trước khi
cân bằng mỗi quá trình.
2Fe
+2
+ 2 x 1e

→ 2 Fe
+3

2Cr
+6
→ 2Cr
+3
+ 2x3e
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
3 2Fe
+2


→ 2 Fe
+3
+ 2 x 1e
1 2 Cr
+6
+ 2x3e → 2Cr

+3

Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
6FeSO
4
+ K
2
Cr
2
O
7
+ 7 H
2
SO
4
→ 3Fe
2
(SO
4
)
3
+ K
2
SO
4
+ Cr
2
(SO
4

)
3

+ 7H
2
O
Ví dụ 5:Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
Al + Fe
3
O
4
→

Al
2
O
3
+ Fe
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Al
0
+ Fe
3
+8/3
O
4
→

Al

2
+3
O
3
+ Fe
0
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá
trình.
Điền trước Fe
+8/3
và Fe
0
hệ số 3. Điền trước Al
0
và Al
+3
hệ số 2 trước khi
cân bằng mỗi quá trình.
3Fe
+8/3
+ 3 x 8/3e

→ 3 Fe
0

Trang 9
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
2 Al
0
→ 2Al

+3
+
2x3e
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
3 3Fe
+8/3
+ 3 x 8/3e

→ 3 Fe
0

4 2 Al
0
→ 2Al
+3
+
2x3e
Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
8 Al + 3Fe
3
O
4
→

4Al
2
O
3

+ 9Fe
Ví dụ 6:Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
Fe(OH)
2
+ O
2
+ H
2
O → Fe(OH)
3
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Fe
+2
(OH)
2
+ O
0
2
+ H
2
O → Fe
+3
(O
-2
H)
3
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá
trình.
Điền trước O

-2
hệ số 2. trước khi cân bằng mỗi quá trình.

Fe
+2


→ Fe
+3
+ 1e
O
0
2
+ 2x2e → 2O
- 2

Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
4 Fe
+2


→ Fe
+3
+ 1e
1 O
0
2
+ 2x2e → 2O
- 2

Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
4 Fe(OH)
2
+ O
2
+ 2 H
2
O → 4 Fe(OH)
3
Ví dụ 7:Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
KClO
4
+ Al → KCl + Al
2
O
3
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
KCl
+7
O
4
+ Al
0
→ KCl
-1
+ Al
+3

2
O
3
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá
trình.
Điền trước Al
0
và Al
+3
hệ số 2. trước khi cân bằng mỗi quá trình.
2Al
0


→ 2Al
+3
+ 2x3e
Cl
+7
+ 8e → Cl
-

Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
4 2Al
0


→ 2Al
+3

+ 2x3e
3 Cl
+7
+ 8e → Cl
-

Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
3 KCl
+7
O
4
+ 8 Al
0
→ 3 KCl
-1
+ 4 Al
+3
2
O
3
Như vậy cân bằng số nguyên tử bằng số ion hoặc số ion bằng số ion
trước khi cân bằng các quá trình oxi hoá và quá trình khử giúp người làm
thuận tiện hơn rất nhiều lần, cho kết quả nhanh hơn và đỡ phức tạp hơn.
DẠNG 2: PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG TỰ OXI HOÁ VÀ TỰ KHỬ
Ví dụ 1:Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
Cl
2
+ NaOH → NaCl + NaClO + H

2
O
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Cl
0
2
+ NaOH → NaCl
-1
+ NaCl
+1
O +
H
2
O
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình.
Điền trước Cl
-
và Cl
+
của các quá trình hệ số 2 trước khi cân
bằng.
Cl
0
2
+ 2x1e → 2Cl
-
Cl
0
2
→ 2Cl

+
+ 2x 1e
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
1 Cl
0
2
+ 2x1e → 2Cl
-
1 Cl
0
2
→ 2Cl
+
+ 2x 1e
Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
2 Cl
2
+ 4 NaOH 2 NaCl + 2 NaClO + 2
H
2
O
Rút gọn các hệ số để thu được phương trình với hệ số tối giản
Cl
2
+ 2 NaOH → NaCl + NaClO + H
2
O
Ví dụ 2:Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng

electron:
Cl
2
+ NaOH → NaCl + NaClO
3
+ H
2
O
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Cl
0
2
+ NaOH → NaCl
-1
+ NaCl
+5
O
3
+
H
2
O
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình.
Trang 10
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
Điền trước Cl
-
và Cl
+5
của các quá trình hệ số 2 trước khi cân

bằng.
Cl
0
2
+ 2x1e → 2Cl
-
Cl
0
2
→ 2Cl
+5
+ 2x 5e
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
5 Cl
0
2
+ 2x1e → 2Cl
-
1 Cl
0
2
→ 2Cl
+5
+ 2x 5e
Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
6 Cl
2
+ 12 NaOH → 10 NaCl + 2NaClO

3
+
6 H
2
O
Rút gọn các hệ số để thu được phương trình với hệ số tối giản
3 Cl
2
+ 6 NaOH → 5 NaCl + NaClO + 3H
2
O
DẠNG 3 : PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG CÓ MỘT CHẤT OXI HOÁ
VÀ HAI CHẤT KHỬ
Ví dụ 1:Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
FeS
2
+ O
2
→

Fe
2
O
3
+ SO
2
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Fe
+2

S
-1
2
+ O
0
2
→

Fe
+3
2
O
-2
3
+ S
+4
O
-2
2

Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình.
Trước tiên ta viết các quá trình oxi hoá, tổng hợp các quá trình oxi hoá sao
cho là số nguyên lần chất khử. Thêm hệ số 2 vào trước Fe
+2
và Fe
+3
, thêm hệ
số 4 vào trước S
-2
và S

+4
để được số nguyên lần FeS
2
Quá trình oxi hoá:
2Fe
+2
→ 2 Fe
+3
+ 2x1e
4S
-1
→ 4 S
+4
+ 4x 5e
2 FeS
2
→ 2 Fe
+3
+ 4 S
+4
+ 22e
Sau đó cân bằng quá trình khử:
Điền hệ số 2 vào trước O
-2
:
O
0
2
+ 2x 2e → 2 O
-2

Tổng hợp 2 quá trình oxi hoá và quá trình khử:
2 FeS
2
→ 2 Fe
+3
+ 4 S
+4
+ 22e
O
0
2
+ 2x 2e → 2 O
-2

Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
2 2 FeS
2
→ 2 Fe
+3
+ 4 S
+4
+ 22e
11 O
0
2
+ 2x 2e → 2 O
-2

Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
4 FeS
2
+ 11 O
2
→

2Fe
2
O
3
+ 8 SO
2
Ví dụ 2:Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:
Fe S
2
+ HNO
3
→

Fe(NO
3
)
3
+ H
2
SO
4

+ NO
2
+
H
2
O
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Fe
+2
S
-1
2
+ HN
+5
O
3
→ Fe
+3
(NO
3
)
3
+ H
2
S
+6
O
4
+ N
+4

O
2

+ H
2
O
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình.
Trước tiên ta viết các quá trình oxi hoá, tổng hợp các quá trình oxi hoá sao
cho là số nguyên lần chất khử. Thêm hệ số 2 vào trước S
-1
và S
+6
,để được số
nguyên lần FeS
2
Quá trình oxi hoá:
Fe
+2
→ Fe
+3
+ 1e
2S
-1
→ 2 S
+6
+ 2x 7e
FeS
2
→ Fe
+3

+ 2 S
+4
+ 15e
Sau đó cân bằng quá trình khử:
N
+5
+ 1e → N
+4

Tổng hợp 2 quá trình oxi hoá và quá trình khử:
FeS
2
→ Fe
+3
+ 2 S
+4
+ 15e
N
+5
+ 1e → N
+4

Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
1 FeS
2
→ Fe
+3
+ 2 S
+4

+ 15e
15 N
+5
+ 1e → N
+4

Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
Fe S
2
+ 18 HNO
3
Fe(NO
3
)
3
+ 2 H
2
SO
4
+ 15 NO
2
+ 7
H
2
O
DẠNG 4 : PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG CÓ HAI CHẤT OXI HOÁ
VÀ MỘT CHẤT KHỬ
Ví dụ 1: Lập phương trình hoá học sau theo phương pháp thăng bằng
electron:

Fe + HNO
3
→

Fe(NO
3
)
3
+ NO + NO
2
+ H
2
O ( tỉ lệ
NO:NO
2
=1:2)
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
Fe
0
+ HN
+5
O
3
→

Fe
+3
(NO
3
)

3
+ N
+2
O + N
+4
O
2
+ H
2
O
Trang 11
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình.
Trước tiên ta viết các quá trình khử, tổng hợp các quá trình khử sao cho
đúng tỉ lệ với yêu cầu đề bài. Thêm hệ số 2 vào trước N
+4
Quá trình Khử:
N
+5


+ 3e → N
+2
2N
+5


+ 2x 1e → 2 N
+4

3N
+5


+ 5e → N
+2
+ 2 N
+4

Sau đó cân bằng quá trình oxi hoá :
Fe
0
→ Fe
+3
+ 3e
Tổng hợp 2 quá trình oxi hoá và quá trình khử:
3N
+5


+ 5e → N
+2
+ 2 N
+4

Fe
0
→ Fe
+3
+ 3e

Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron cho chất khử nhường bằng
tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
3 3N
+5


+ 5e → N
+2
+ 2 N
+4

5 Fe
0
→ Fe
+3
+ 3e

Bước 4: Đặt hệ số của các oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn
thành phương trình hoá học
5Fe + 24 HNO
3
→

5Fe(NO
3
)
3
+3NO + 6NO
2
+ 12H

2
O ( tỉ lệ
NO:NO
2
=1:2)
II. HOÀN THÀNH PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
Để viết được các phản ứng oxi hóa khử thì chúng ta cần biết một số chất
oxi hóa và
một
số chất khử thường gặp. Chất oxi hóa sau khi bị khử thì tạo
thành chất khử liên hợp
(chất
khử tương ứng); Cũng như chất khử sau khi
bị oxi hóa thì tạo thành chất khử liên
hợp
(chất khử tương ứng). Ta phải
biết các chất khử và chất oxi hóa tương ứng thì mới
viết
được phản ứng oxi
hóa
khử.
1. CÁC CHẤT OXI HÓA THƯỜNG GẶP
a. Các hợp chất của mangan: KMnO
4
, K
2
MnO
4
, MnO
2

(MnO
4
-
, MnO
4
2-
,
MnO
2
)
- KMnO
4
, K
2
MnO
4
, MnO
2
trong môi trường axit (H
+
) thường bị khử
thành muối Mn
2+
VD: 2KMnO
4
+ 10FeSO
4
+ 8H
2
SO

4
→2MnSO
4
+ 5Fe
2
(SO
4
)
3
+
K
2
SO
4
+ 8H
2
O
2KMnO
4
+ 5KNO
2
+ 3H
2
SO
4
→ 2MnSO
4
+ 5KNO
3
+

K
2
SO
4
+ 3H
2
O
K
2
MnO
4
+ 4FeSO
4
+ 4H
2
SO
4
→ MnSO
4
+ 2Fe
2
(SO
4
)
3
+
K
2
SO
4

+ 4H
2
O
MnO
2
+ 4HCl(đ) → MnCl
2
+ Cl
2
+ 2H
2
O
MnO
2
+ 2FeSO
4
+ 2H
2
SO
4
→MnSO
4
+ Fe
2
(SO
4
)
3
+
2H

2
O
2KMnO
4
+ 10NaCl + 8H
2
SO
4
→ 2MnSO
4
+ 5Cl
2
+ K
2
SO 4 +
5Na
2
SO
4
+ 8H
2
O
- KMnO
4
trong môi trường trung tính (H
2
O) thường bị khử thành mangan
đioxit (MnO
2
)

VD: 2KMnO
4
+ 4K
2
SO
3
+ H
2
O → MnO
2
+ K
2
SO
4
+ KOH
2KMnO
4
+ 3MnSO
4
+ 2H
2
O → 5MnO
2
+ K
2
SO
4
+ 2H
2
SO

4
2KMnO
4
+ 3H
2
O
2
→ 2MnO
2
+ 3O
2
+ 2KOH + 2H
2
O
- KMnO
4
trong môi trường bazơ (OH-) thường bị khử tạo K
2
MnO
4
VD: 2KMnO
4
+ K
2
SO
3
+ 2KOH → 2K
2
MnO
4

+ K
2
SO
4
+ H
2
O
Lưu ý:
- KMnO
4
trong môi trường axit (thường là H
2
SO
4
) có tính oxi hóa rất mạnh,
nên nó dễ bị mất màu tím bởi nhiều chất khử như: Fe
2
+; FeO; Fe
3
O
4
; SO
2
;
SO
3
2-
; H
2
S; S

2-
; NaCl; HCl; KBr, HBr, HI; KI; Cl
-
; Br
-
; I
-
; NO
2
-
; Anken;
Ankin; Ankađien; Aren đồng đẳng benzen; …
- KMnO
4
có thể đóng vai trò chất oxi hóa trong môi trường axit (H
+
), bazơ
(OH
-
) hoặc trung tính (H
2
O). Còn K
2
MnO
4
, MnO
2
chỉ có thể đóng vai trò
chất oxi hóa trong môi trường axit
b. Hợp chất của crom: K

2
Cr
2
O
7
; K
2
CrO
4
(Cr
2
O
7
2-
; CrO
4
2-
)
- K
2
Cr
2
O
7
(Kali đicromat; Kali bicromat), K
2
CrO
4
(Kali cromat) trong môi
trường axit (H

+
) thường bị khử thành muối crom (III) (Cr
3+
)
VD: K
2
Cr
2
O
7
+ 6FeSO
4
+ 7H
2
SO
4
→ Cr
2
(SO
4
)
3
+ 3Fe
2
(SO
4
)
3
+
K

2
SO
4
+ 7H
2
O
K
2
Cr
2
O
7
+ 3K
2
SO
3
+ 4H
2
SO
4
→ Cr
2
(SO
4
)
3
+ 4K
2
SO
4

+ 4H
2
O
- Trong môi trường trung tính, muối cromat (CrO
4
2-
) thường bị khử tạo
crom (III) hiđroxit (Cr(OH)
3
)
VD: 2KCrO
4
+ 3(NH
4
)
2
S + 2H
2
O → 2Cr(OH)
3
+ 3S + 6NH
3
+
4KOH
c. Axit nitric (HNO
3
), muối nitrat trong môi trường axit (NO
3-
/H

+
)
- HNO
3
đậm đặc thường bị khử tạo khí màu nâu nitơ đioxit NO
2
. Các chất
khử thường bị HNO
3
oxi hóa là: các kim loại, các oxit kim loại có số oxi
hóa trung gian (FeO, Fe
3
O
4
), một số phi kim (C, S, P), một số hợp chất của
phi kim có số oxi hóa thấp nhất hay trung gian (H
2
S, SO
2
, SO
3
2-
, HI), một
Trang 12
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
số hợp chất của kim loại trong đó kim loại có số oxi hóa trung gian (Fe
2+
,
Fe(OH)
2

)
VD: Fe + 6HNO
3
(đ, nóng) → Fe(NO
3
)
3
+ 3NO
2
+ 3H
2
O
FeO + 4HNO
3
(đ) → Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
+ 2H
2
O
Fe
3
O
4
+ 10HNO
3
(đ) → 3Fe(NO

3
)
3
+ NO
2
+ 5H
2
O
Fe(OH)
2
+ 4HNO
3
(đ) → Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
+ 3H
2
O
C + 4HNO
3
(đ) → CO
2
+ 4NO
2
+ 2H
2
O

S + 6HNO
3
(đ) → H
2
SO
4
+ 6NO
2
+ 2H
2
O
P + 5HNO
3
(đ) → H
3
PO
4
+ 5NO
2
+ H
2
O
Al + 6HNO
3
(đ, nóng) → Al(NO
3
)
3
+ 3NO
2

+ 3H
2
O
- HNO
3
loãng thường bị khử thành NO (khí nitơ oxit). Các chất khử
thường gặp là: các kim loại, các oxit kim loại hay hợp chất kim loại có số
oxi hóa trung gian (FeO, Fe(OH)
2
, Fe
3
O
4
, Fe
2+
), một số phi kim (S, C, P),
một số hợp chất của phi kim trong đó phi kim có số oxi hoá thấp nhất hoặc
có số oxi hóa trung gian (NO
2
-
, SO
3
).
VD: 3Fe(OH)
2
+ 10HNO
3
(l) → 3Fe(NO
3
)

3
+ NO + 8H
2
O
3FeO + 10HNO
3
(l) → 3Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5H
2
O
3Fe
3
O
4
+ 28HNO
3
(l) → 9Fe(NO
3
)
3
+ NO + 14H
2
O
Cr + 4HNO
3
(l) → Cr(NO
3

)
3
+ NO + 2H
2
O
3P + 5HNO
3
(l) + 2H
2
O → 3H
3
PO
4
+ 5NO
- Muối nitrat trong môi trường axit (NO
3-
/H
+
) giống như HNO
3
loãng, nên
nó oxi hóa được các kim loại tạo muối, NO
3
-
bị khử tạo khí NO, đồng thời
có sự tạo nước (H
2
O)
VD: 3Cu + 2NaNO
3

+ 8HCl → 3CuCl
2
+ 2NO + 2NaCl + 4H
2
O
3Cu + Cu(NO
3
)
2
+ 8HCl → 4CuCl
2
+ 2NO + 4H
2
O
- Ba kim loại sắt (Fe), nhôm (Al) và crom (Cr) không bị hòa tan trong
dung dịch axit nitric đậm đặc nguội (HNO3 đ, nguội) cũng như trong
dung dịch axit sunfuric đậm đặc nguội (H2SO4 đ, nguội) (bị thụ động hóa,
bị trơ).
- Các kim loại mạnh như magie (Mg), nhôm (Al), kẽm (Zn) không
những khử HNO
3
tạo NO
2
, NO, mà có thể tạo N
2
O, N
2
, NH
4
NO

3
. Dung
dịch HNO
3
càng loãng thì bị khử tạo hợp chất của N hay đơn chất của N
có số oxi hóa càng thấp.
VD: 8Al + 30HNO
3
(khá loãng) → 8Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
O + 15H
2
O
10Al + 36HNO
3
(rất loãng) → 10Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
+ 18H
2
O
8Al + 30HNO
3

(quá loãng) → 8Al(NO
3
)
3
+ 3NH
4
NO
3
+ 9H
2
O
Lưu ý: - thường bài tập không viết rõ là khá loãng, rất loãng, quá loãng mà
chỉ viết loãng. Nếu đề viết loãng mà tạo sản phẩm khử N
2
O, N
2
, NH
4
NO
3
thì
ta vẫn viết phản ứng bình thường như trên chứ không được nói là không thể
tạo ra N
2
O, N
2
, NH
4
NO
3

- Một kim loại tác dụng dung dịch HNO
3
tạo các khí khác nhau, tổng quát
mỗi khí ứng với một phản ứng riêng. Chỉ khi nào biết tỉ lệ số mol các khí này
thì mới viết chung các khí trong cùng một phản ứng với tỉ lệ số mol khí tương
ứng.
d. Axit sunfuric đậm đặc nóng, H
2
SO
4
(đ, nóng)
- H
2
SO
4
(đ, nóng) thường bị khử tạo khí SO
2
. Các chất khử thường tác
dụng với H
2
SO
4
(đ, nóng) là: các kim loại, các hợp chất của kim loại số oxi
hóa trung gian (như FeO, Fe
3
O
4
), một số phi kim (như C, S, P), một số
hợp chất của phi kim (như HI, HBr, H

2
S)
VD: 2Fe + 6H
2
SO
4
(đ, nóng) → Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
2FeO + 4H
2
SO
4
(đ, nóng) → Fe
2
(SO
4
)
3
+ SO
2
+ 4H

2
O
2Fe
3
O
4
+ 10H
2
SO
4
(đ, nóng) → 3Fe
2
(SO
4
)
3
+ SO
2
+ 10H
2
O
Fe
2
O
3
+ 3H
2
SO
4
(đ, nóng) → Fe

2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
O (phản ứng trao đổi)
S + 2H
2
SO
4
(đ, nóng) → 3SO
2
+ 2H
2
O
C + 2H
2
SO
4
(đ, nóng) → CO
2
+ 2SO
2
+ 2H
2
O
2P + 5H
2

SO
4
(đ, nóng) → 2H
3
PO
4
+ 5SO
2
+2H
2
O
2HBr + H
2
SO
4
(đ, nóng) → Br
2
+ SO
2
+ 2H
2
O
- Các kim loại mạnh như Mg, Al, Zn không những khử H
2
SO
4
đậm đặc,
nóng thành SO
2
mà còn thành S, H

2
S. H
2
SO
4
đậm đặc nhưng nếu loãng
bớt thì sẽ bị khử tạo lưu huỳnh (S) hay hợp chất của lưu huỳnh có số oxi
hóa thấp hơn (H
2
S). Nguyên nhân của tính chất trên là do kim loại mạnh
nên dễ cho điện tử (để H
2
SO
4
nhận nhiều điện tử) và do H
2
SO
4
ít đậm đặc
nên nó không oxi hóa tiếp S, H
2
S.
VD: 2Al + 6H
2
SO
4
(đ, nóng) → Al
2
(SO
4

)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
8Al + 15H
2
SO
4
(hơi đặc, nóng) → 4Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
S + 12H
2
O
2Al + 3H
2
SO
4
(loãng) → Al
2
(SO
4

)
3
+ 3H
2
- Khác với HNO
3
, dung dịch H
2
SO
4
loãng là a xit thông thường (tác nhân
oxi hóa là H
+
), chỉ dung dịch H
2
SO
4
đậm đặc, nóng mới là axit có tính oxi
hóa mạnh (tác nhân oxi hóa là SO
4
2-
). Trong khi dung dịch HNO
3
kể cả
đậm đặc lẫn loãng đều là axit có tính o xi hóa mạnh (tác nhân oxi hóa là
NO
3
-
)
2. CÁC CHẤT KHỬ THƯỜNG GẶP

a. Kim loại
- Tất cả kim loại đều là chất khử. Kim loại bị khử tạo thành hợp chất của kim
loại trong đó kim loại có số oxi hóa dương. Phản ứng nào có kim loại tham
gia thì đó là phản ứng oxi hóa khử và kim loại luôn luôn đóng vai trò chất
khử. Kim loại có thể khử các phi kim, axit thông thường, nước, axit có tính
Trang 13
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
oxi hóa mạnh, muối của kim loại yếu hơn, oxit của kim loại yếu hơn, dung
dịch kiềm,…
- Kim loại khử phi kim (F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
, O
2
, S, N
2
, P, C, Si, H
2
) tạo muối
hay oxit
VD: 2Fe + 3Cl
2
→ 2FeCl
3
Fe + S → FeS

3Fe + 2O
2
→ Fe
3
O
4
- Kim loại khử ion H
+
của axit thông thường, tạo muối và khí hiđro.
Kim loại đứng trước H trong dãy thế điện hoá khử được ion H+ của axit
thông thường tạo khí hiđro (H
2
), còn kim loại bị oxi hoá tạo muối: K Ca Na
Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au
VD: Fe + H
2
SO
4
(l) → FeSO
4
+ H
2
2Al + 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2
Cu + HCl → không phản ứng
- Kim loại kiềm, kiềm thổ khử được nước ở nhiệt độ thường, tạo hiđroxit
kim loại và khí hiđro.
Kim loại kiềm: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Kim loại kiềm thổ: Ca, Sr, Ba, Ra
VD: Na +
H
2
O → NaOH + ½ H
2
Ca + 2H
2
O → Ca(OH)
2
+ H
2
- Kim loại (trừ vàng, bạch kim) khử được axit có tính oxi hoá mạnh
[HNO
3
, H
2
SO
4
(đặc, nóng)] tạo muối, khí NO
2
, NO hay SO
2
và H
2
O.
- Kim loại mạnh (trừ kim loại kiềm, kiềm thổ) khử được ion kim loại yếu
hơn trong dung dịch muối.
K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au
- Các kim loại có oxit lưỡng tính (trừ Cr, gồm Al, Zn, Be, Sn, Pb) khử

được dung dịch kiềm, tạo muối và khí hiđro.
b. Hợp chất của kim loại trong đó kim loại có số oxi hóa trung gian, mà
thường gặp là Fe(II) [như FeO, Fe(OH)
2
, FeSO
4
, FeCl
2
, Fe(NO
3
)
2
, Fe
2
+, FeS,
FeS
2
], Fe
3
O
4
, Cr(II), Cu
2
O. Các chất khử này bị oxi hóa tạo thành hợp chất
của kim loại đó có số oxi hóa cao hơn.
VD: 2FeO + 1/2O
2
→ Fe
2
O

3
3FeO + 10HNO
3
(l) → 3Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5H
2
O
4Fe(OH)
2
+ O
2
→ 2Fe
2
O
3
+ 4H
2
O
3Fe(OH)
2
+ 10HNO
3
(l) → 3Fe(NO
3
)
3
+ NO + 8H

2
O
10FeSO
4
+ 2KMnO
4
+ 8H
2
SO
4
→ 5Fe
2
(SO
4
)
3
+ 2MnSO
4
+ K
2
SO
4

+ 8H
2
O
FeCO
3
+ 4HNO
3

(đ) → Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
+ CO
2
+ 2H
2
O
FeS
2
+ 18HNO
3
(đ) → Fe(NO
3
)
3
+ 2H
2
SO
4
+ 15NO
2
+
7H
2
O
2FeS

2
+ 14H
2
SO
4
(đ, nóng) → Fe
2
(SO
4
)
3
+ 15SO
2
+ 14H
2
O
c. Một số phi kim, như H
2
, C, S, P, Si, N
2
, Cl
2
. Các phi kim này bị oxi hóa
tạo thành hợp chất của phi kim, trong đó phi kim có số oxi hóa dương. Các
chất oxi hóa thường dùng để oxi hóa các phi kim là oxit kim loại, oxi, HNO
3
,
H
2
SO

4
(đặc, nóng).
d. Một số hợp chất của phi kim, trong đó phi kim có số oxi hóa trung
gian, như CO, NO, NO
2
, NO
2
−
, SO
2
, SO
3
2−
, Na
2
S
2
O
3
, FeS
2
, P
2
O
3
, C
2
H
4
, C

2
H
2
,
…Các hợp chất này bị oxi hóa tạo thành hợp chất của phi kim trong đó phi
kim có số oxi hóa cao hơn.
e. Các hợp chất của phi kim, trong đó phi kim có số oxi hóa thấp nhất
(cực tiểu), như X
−
(Cl
−
, Br
−
, I
−
, HCl, HBr, HI), S
2−
, H
2
S, NH
3
, PH
3
, CH
4
,
NaH, CaH
2
, …Các hợp chất bị oxi hóa tạo phi kim đơn chất hay hợp chất của
phi kim có số oxi hóa cao hơn.

Lưu ý: - Phân tử nào chỉ cần chứa một nguyên tố có số oxi hóa giảm sau
phản ứng thì có thể kết luận phân tử đó là chất oxi hóa; Cũng phân tử nào chỉ
cần chứa một nguyên tố có số oxi hóa tăng sau phản ứng thì có thể kết luận
phân tử chất đó là chất khử.
- Nguyên tố nào có số oxi hóa tối đa (trong hợp chất) nếu tham gia phản ứng
oxi hóa khử thì nguyên tố này chỉ có thể đóng vai trò chất oxi hóa, vì số oxi
hóa của nguyên tố này chỉ có thể giảm, chứ không tăng được nữa.
VD: Fe
3+
; KMnO
4
; K
2
Cr
2
O
7
; HNO
3
; H
2
SO
4
(đ, nóng) ; CuO ; H
+
; Ag
+
;
Au
3+

; Zn
2+
- Nguyên tố nào có số oxi hóa thấp nhất (trong đơn chất kim loại, trong hợp
chất của phi kim) nếu tham gia phản ứng oxi hóa khử thì sẽ đóng vai trò chất
khử, vì số oxi hóa của nguyên tố này chỉ có thể tăng chứ không giảm được
nữa.
VD: Tất cả các kim loại, như: Na ; Mg ; Al ; Ag ; Hg ; Au ; Các hợp chất của
phi kim,
như: X
−
(F
−
, Cl
−
, Br
−
, I
−
) ; HCl ; HBr ; HI ; H
2
S ; S
2−
; H
−
; NaH ; CaH
2
;
NH
3
; PH

3
; CH
4
; SiH
4
; O
2−
.
- Còn nguyên tố nào có số oxi hóa trung gian (trong đơn chất phi kim, các
hợp chất của kim loại hay phi kim trong đó kim loại hay phi kim có số oxi
hóa trung gian) nếu tham gia phản ứng oxi hóa khử thì tùy trường hợp (tùy
theo tác chất mà chúng phản ứng) mà có thể đóng vai trò chất oxi hóa hoặc
đóng vai trò chất khử.
VD: H
2
; C ; Si ; O
2
; S ; Cl
2
; Br
2
; I
2
; Fe
2+
; FeO ; Fe
3
O
4
; FeCl

2
; FeSO
4
;
Cu
2
O ; SO
2
;Na
2
S
2
O
3
; NO
2
.
Trang 14
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
- Có phân tử mà trong phân tử có chứa cả nguyên tố có oxi hóa cao nhất lẫn
nguyên tố có số oxi hóa thấp nhất, do đó tùy trường hợp mà phân tử này hoặc
là chất oxi hóa hoặc là chất khử hoặc là chất trao đổi (không là chất oxi hóa,
không là chất khử).
VD: HCl, H
2
S, KMnO
4
, K
2
Cr

2
O
7
, Fe
2
O
3
, KClO
3
VẤN ĐỀ 17: PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG HÓA HỌC
LÍ THUYẾT
- Quá trình biến đổi từ chất này thành chất khác gọi là phản ứng hóa học.
Chất ban đầu, bị biến đổi trong phản ứng gọi là chất tham gia (hay chất phản
ứng), chất mới sinh ra là sản phẩm. Phản ứng hóa học được ghi theo phương
trình chữ như sau:
Tên các chất phản ứng → Tên các sản phẩm
Những loại phản ứng thường gặp bao gồm :
Phản ứng hóa hợp: Là phản ứng hóa học trong đó chỉ có một chất mới (sản
phẩm) được tạo thành từ hai hay nhiều chất ban đầu.
Phản ứng phân hủy: Là phản ứng hóa học trong đó một chất sinh ra hai hay
nhiều chất mới.
Phản ứng oxi hóa - khử: Là phản ứng hóa học trong đó xảy ra đông thời sự
oxi hóa và sự khử.
Phản ứng thế
Ngoài ra còn có các phản ứng khác như phản ứng trao đổi, phản ứng tỏa
nhiệt,phản ứng trung hòa,
VẤN ĐỀ 18: QUẶNG VÀ HỢP CHẤT THƯỜNG GẶP
LÍ THUYẾT
1. Một số quặng thường gặp
1.Quặng photphorit. Ca

3
(PO
4
)
2
. 2. Quặng apatit
3. Sinvinit: NaCl. KCl ( phân kali) 4. Magiezit: MgCO
3
5. Canxit: CaCO
3
6. Đolomit: CaCO
3
. MgCO
3
7. Boxit: Al
2
O
3
.2H
2
O. 8. Mica: K
2
O. Al
2
O
3
.6SiO
2
.2H
2

O
9. đất sét: Al
2
O
3
.6SiO
2
.2H
2
O 10. fensfat: K
2
O. Al
2
O
3
.6SiO
2
11. criolit: Na
3
AlF
6
. 12. mahetit: Fe
3
O
4
13.hematit nâu: Fe
2
O
3
.nH

2
O. 14. hematit đỏ: Fe
2
O
3
15.xiderit: FeCO
3
16.pirit sắt: FeS
2
17.florit CaF
2
. 18.Chancopirit ( pirit đồng ) CuFeS
2
2. Một số hợp chất thường gặp
1. Phèn chua: K
2
SO
4
. Al
2
(SO
4
)
3
.
24H
2
O
2. Thạch cao sống CaSO
4

. 2H
2
O
3. Thạch cao nung CaSO
4
.H
2
O 4. Thạch cao khan CaSO
4
5. Diêm tiêu KNO
3
6. Diêm sinh S
7. Đá vôi CaCO
3
8. Vôi sống CaO
9. Vôi tôi Ca(OH)
2

dạng đặc
10. Muối ăn NaCl
11. Xút NaOH 12. Potat KOH
13. Thạch anh SiO
2
14. Oleum H
2
SO
4
.nSO
3
15. Đạm ure (NH

2
)
2
CO 16. Đạm 2 lá NH
4
NO
3
17. Supephotphat đơn Ca(H
2
PO
4
)
2
+
2CaSO
4
18. Supephotphat kép Ca(H
2
PO
4
)
2

19. Amophot NH
4
H
2
PO
4
và

(NH
4
)
2
HPO
4
20. Bột nở: NaHCO
3
( lưu ý:
NH
4
HCO
3
là bột khai)
21. Thủy tinh thường:
Na
2
O.CaO.6SiO
2
22. Thủy tinh kali: K
2
O.CaO.6SiO
2
23. Thủy tinh lỏng: Na
2
SiO
3
và
K
2

SiO
3
đ
2
24. Pha lê: thủy tinh chứa nhiều PbO
2
25. Silicagen ( chất hút ẩm): H
2
SiO
3

mất một phần nước
26. thủy tinh thạch anh: chứa nhiều
SiO
2
VẤN ĐỀ 19: VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN VÀ CẤU HÌNH
LÍ THUYẾT
I. XÁC ĐỊNH VỊ TRÍ CỦA NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG HỆ THỐNG
TUẦN HÒAN
Xác định chu kỳ ta dựa vào cấu hình electron.
Nguyên tử có n lớp electron → nguyên tố ở chu kỳ thứ n
Xác định vị trí phân nhóm ta dựa vào dãy năng lượng.
Dãy năng lượng có electron cuối cùng sắp xếp trên orbitan s hoặc orbitan
p → nguyên tố ở phân nhóm chính.
Dãy năng lượng có dạng
ns
1
→ phân nhóm chính nhóm I hay phân nhóm IA.
ns
2

→ phân nhóm chính nhóm II hay phân nhóm IIA.
ns
2
np
1
→ phân nhóm chính nhóm III hay phân nhóm IIIA.
ns
2
np
2
→ phân nhóm chính nhóm IVhay phân nhóm IVA.
Trang 15
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
ns
2
np
3
→ phân nhóm chính nhóm V hay phân nhóm VA.
ns
2
np
4
→ phân nhóm chính nhóm VI hay phân nhóm VIA.
ns
2
np
5
→ phân nhóm chính nhóm VII hay phân nhóm VIIA.
ns
2

np
6
→ phân nhóm chính nhóm VIII hay phân nhóm VIIIA.
Dãy năng lượng có electron cuối cùng sắp xếp trên orbitan d→ nguyên tố
ở phân nhóm phụ.
Dãy năng lượng có dạng:
ns
1
(n-1)d
10
→ phân nhóm phụ nhóm I hay phân nhóm IB.
ns
2
(n-1)d
10
→ phân nhóm phụ nhóm II hay phân nhóm IIB.
ns
2
(n-1)d
1
→ phân nhóm phụ nhóm III hay phân nhóm IIIB.
ns
2
(n-1)d
2
→ phân nhóm phụ nhóm IV hay phân nhóm IVB.
ns
2
(n-1)d
3

→ phân nhóm phụ nhóm V hay phân nhóm VB.
ns
1
(n-1)d
5
→ phân nhóm phụ nhóm VI hay phân nhóm VIB.
ns
2
(n-1)d
5
→ phân nhóm phụ nhóm VII hay phân nhóm VIIB.
ns
2
(n-1)d
6
ns
2
(n-1)d
7
→ phân nhóm phụ nhóm VIII hay phân nhóm VIIIB.
ns
2
(n-1)d
8
II. XÁC ĐỊNH TÍNH KIM LOẠI, PHI KIM VÀ KHÍ HIẾM
(Ta dựa vào cấu hình electron)
Cấu hình electron ở lớp ngòai cùng có:
1,2,3 electrton → nguyên tố là kim lọai.
5,6, 7 electrton → nguyên tố là phi kim.
8 electrton → nguyên tố là khí hiếm.

4 electron và Nếu nguyên tố ở chu kỳ nhỏ (CK1,2,3) → là phi kim.
4 electron và Nếu nguyên tố ở chu kỳ lớn (CK4,5,6,7) → là kim lọai.
VẤN ĐỀ 20: SỰ BIẾN ĐỔI CÁC ĐẠI LƯỢNG CỦA BẢNG TUẦN
HOÀN
LÍ THUYẾT
1. Tính kim loại, tính phi kim của đơn chất
- Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn
theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.
- Trong mỗi chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại của
các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính phi kim tăng dần.
- Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân tính kim loại
của các nguyên tố tăng dần, đồng thời tính phi kim giảm dần.
2. Bán kính
- Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên
tử giảm dần
-Trong một nhóm A , theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên
tử tăng dần
- Bán kính của M >> M
n+
và X < X
a-
- Bán kính phụ thuộc lần lượt vào 3 yếu tố: số lớp e >> điện tích hạt nhân >>
số electron lớp ngoài.
3. Độ âm điện
- Đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo thành liên kết
hóa học.
- Trong một chu kì theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân độ âm điện
tăng dần.
- Trong một phân nhóm theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân độ âm
điện giảm dần.

4. Tính axit, tính bazơ của hợp chất
- Tính axit - bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng của các nguyên tố biến
đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
-Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của oxit
và hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit của chúng tăng dần.
-Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của
các oxit và hiđroxit tương ứng tăng dần, đồng thời tính axit của chúng giảm
dần.
VẤN ĐỀ 21: LIÊN KẾT HÓA HỌC
LÍ THUYẾT
I - KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Khái niệm về liên kết
- Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay
tinh thể bền vững hơn.
- Khi có sự chuyển các nguyên tử riêng rẽ thành phân tử hay tinh thể tức là có
liên kết hóa học thì nguyên tử có xu hướng đạt tới cấu hình electron bền vững
của khí hiếm.
2.Quy tắc bát tử (8 electron)
- Ta đã biết, các khí hiếm hoạt động hóa học rất kếm, chúng tồn tại trong tự
nhiên dưới dạng nguyên tử tự do riêng rẽ, nguyên tử của chúng không liên
kết với nhau mà tạo thành phân tử.
- Trong các nguyên tử khí hiếm, nguyên tử heli chỉ có 2 electron nên có 2
electron ở lớp thứ nhất cũng là lớp ngoài cùng, còn các nguyên tử khí hiếm
khác để có 8 electron ở lớp ngoài cùng. Như vậy, cấu hình với 8 electron ở
lớp ngoài cùng (hoặc 2 electron đối với heli) là cấu hình electron vững bền.
Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì nguyên tử của các nguyên tố có khuynh
hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron vững
Trang 16
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
bền của các khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 đối với heli) ở lớp ngoài cùng.

- Với quy tắc bát tử, người ta có thể giải thích một cách định tính sự hình
thành các loại liên kết trong phân tử, đặc biệt là cách viết công thức cấu tạo
trong các hợp chất thông thường.
- Vì phân tử là một hệ phức tạp nên trong nhiều trường hợp quy tắc bát tử tỏ
ra không đầy đủ.
II. LIÊN KẾT ION VÀ LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
1. So sánh liên kết ion và liên kết cộng hóa trị
Loại liên
kết Li
ên kết
i

on Li
ên kết cộng
hó

Nguyên
nhân
hình
t

hành
liên
kết
Các nguyên tử liên kết với nhau để có cấu hình electron bền
Bản chất
của
liên
kết
Lực hút tĩnh điện giữa các ion

mang
điện tích trái dấu( cho và
nhận electron)
Là sự dùng chun
dùng
chung
theo k
AO)
Điều kiện
của
liên
kết
Xảy ra giữa
c
ác
nguyê
n tố khác
hẳn
nhau về bản chất hóa học (thường
xảy
ra
giữa kim lọai điển hình và phi
kim
điển
hình).
Xảy
r
a giữa 2
ng
về bản

chất
hóa h
với các nhóm IV,
Đặc
tí

nh
Rất
bền Bền
2. Hiệu
đ
ộ âm điện và liên kết hóa
học
Hiệu độ
âm điện Δχ
0< Δχ < 0,4
0,4 ≤ Δχ < 1,7
Loại liên
kết
Cộng hóa
trị khô
ng
cực
Cộng hóa trị
phân cực
VẤN ĐỀ 22: CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ
LÍ THUYẾT
CÁCH VIẾT CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ
1. Thứ tự mức năng lượng.
Các electron trong nguyên tử chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao.

Thực nghiệm và lí thuyết đã xác định được thứ tự của các lớp và phân lớp
theo theo thứ tự sau:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s…
Lưu ý: Cách nhớ mức năng lượng
* Dựa vào quy tắc ziczac đơn giản của Kletkopski
* Dựa vào sơ đồ sau:
* Hoặc sử dụng một số câu nói vui:
* Hoặc: sắn, sắn, phơi sắn, phơi sắn, đi phơi sắn, đi phơi sắn, fải đi phơi sắn,
fải đi phơi sắn
s s p s p s d p s d p s f d p s
f d p f
Sau đó điền số thứ tự lớp lần lượt cho s (1→7), p(2→7), d(3→6), f(4→6)
Ta được 1s2s 2p3s 3p4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 6f
2. Cách viết cấu hình electron nguyên tử.
Cấu hình electron của nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân
lớp thuộc các lớp khác nhau.
Người ta quy ước viết cấu hình electron nguyên tử như sau:
- Số thứ tự lớp electron được ghi bằng chữ số (1, 2, 3…).
- Phân lớp được ghi bằng chữ cái thường s, p, d, f.
- Số electron trong một phân lớp được ghi bằng số ở phía bên phải của phân
lớp (s
2
, p
6
), các phân lớp không có electron không ghi.
Cách viết cấu hình electron nguyên tử gồm các bước sau:
Bước 1: Xác định số electron nguyên tử.
Bước 2: Các electron được phân bố lần lượt vào các phân lớp theo chiều tăng
của năng lượng trong nguyên tử (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s…) và tuân theo
quy tắc sau:

- phân lớp s chứa tối đa 2 electron;
Trang 17
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
- phân lớp p chứa tối đa 6 electron;
- phân lớp d chứa tối đa 10 electron;
- phân lớp f chứa tối đa 14 electron.
Bước 3. Viết cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân
lớp thuộc các lớp khác nhau (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s…).
VD1: Viết cấu hình electron của nguyên tử O (Z=8):
1. Xác định số electron: 8.
2. Các electron phân bố vào các phân lớp theo chiều tăng dần của năng lượng
trong nguyên tử:
1s
2
2s
2
2p
4
.
3. Cấu hình electron là: 1s
2
2s
2
2p
4
.
VD2: Viết cấu hình electron của nguyên tử Fe (Z=26).
1. Xác định số electron: 26.
2. Các electron phân bố vào các phân lớp theo chiều tăng dần của năng lượng
trong nguyên tử: 1s

2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6
.
3. Viết cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp
thuộc các lớp khác nhau: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2
.

Hay viết gọn là [Ar] 3d
6
4s
2
.
VD3: cấu hình của một số nguyên tử khác:

1
H : 1s
1


2
He : 1s
2

3
Li : 1s
2
2s
1


4
Be : 1s
2
2s
2

5
B : 1s
2
2s
2
2p
1

20
K : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
11
.
- Nguyên tố s là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được
điền vào phân lớp s (Ví dụ nguyên tố H, Na, K ).
- Nguyên tố p là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được
điền vào phân lớp p (Ví dụ nguyên tố B, O, Cl ).
- Nguyên tố d là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được
điền vào phân lớp d (Ví dụ nguyên tố Fe, Cu, Cr ).
- Nguyên tố f là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được
điền vào phân lớp f (Ví dụ nguyên tố Ce, U, Pr ).

3. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng
- Lớp ngoài cùng: ns
a
=> có e
nc
= a ( a ≤ 2)
ns
a
np
b
=> có e
nc
= a + b ( a + b ≤ 8)
=> số electron lớp ngoài cùng của nguyên tử luôn ≤ 8
- Các nguyên tử có 8 electron ngoài cùng là khí hiếm, chúng không tham gia
vào các phản ứng hóa học.
- Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng thường là nguyên tử của
các nguyên tố kim loại.
- Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là nguyên tử của
các nguyên tố phi kim.
- Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng thường là nguyên tử của
nguyên tố kim loại hoặc phi kim.
Như vậy, khi biết cấu hình electron của nguyên tử có thể dự đoán được loại
nguyên tố.
VẤN ĐỀ 23: TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HÓA HỌC
LÍ THUYẾT
1. Tốc độ phản ứng
a. Khái niệm và biểu thức tốc độ phản ứng hóa học
- Tốc độ phản ứng là đại lượng đặc trưng cho mức độ diễn ra nhanh hay
chậm của phản ứng hóa học, được đo bằng độ biến thiên nồng độ của một

trong các chất tham gia hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian.
- Biểu thức tốc độ trung bình phản ứng: Xét phản ứng: aA + bB → cC + dD
(*)
Tại thời điểm t
1
: nồng độ chất A là C
1
(mol/lít)
Tại thời điểm t
2
: nồng độ chất A là C
2
(mol/lít)
Tốc độ trung bình của phản ứng được tính theo chất A là:
1 2
2 1
tb
C C
V
t t
−
=
−
- Thứ nguyên: mol/lít.s hoặc mol/lít.phút…
b. Các yếu tố ảnh hưởng
- Ảnh hưởng của nồng độ
Tốc độ của phản ứng (*) được xác định bởi biểu thức: v = k.[A]
a
.[B]
b

Do đó: khi tăng nồng độ chất tham gia thì tốc độ phản ứng tăng lên.
- Ảnh hưởng của áp suất (chỉ với phản ứng có chất khí tham gia): Khi tăng áp
suất → nồng độ chất khí tăng nên tốc độ phản ứng tăng
- Ảnh hưởng của nhiệt độ: Khi tăng nhiệt độ thì tốc độ phản ứng tăng
 Bằng thực nghiệm người ta xác định được rằng: khi tăng nhiệt độ thêm
10
o
C thì tốc độ phản ứng tăng thêm 2
÷
4 lần. Giá trị γ = 2
÷
4 được gọi là hệ
số nhiệt của phản ứng. Trị số của γ được xác định hoàn toàn bằng thực
nghiệm.
( 10)
o
o
t C
t
v
v
γ
+
=
. Như vậy nếu một phản ứng xảy ra ở nhiệt độ T
1
với
tốc độ v
1
, ở nhiệt độ T

2
với tốc độ v
2
(giả sử: T
2
> T
1
) thì:
2 1
2
10
1
T T
v
v
γ
−
=
Trang 18
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
- Ảnh hưởng của diện tích tiếp xúc: diện tích tiếp xúc càng lớn thì tốc độ
phản ứng càng tăng
- Ảnh hưởng của xúc tác: Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng, bản thân
không bị biến đổi sau phản ứng
2. Cân bằng hóa học
a. Khái niệm cân bằng hóa học, hằng số cân bằng hóa học
- Cân bằng hóa học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản
ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch. Cân bằng hóa học là một cân bằng
động
- Xét phản ứng: aA + bB

→
¬ 
cC + dD (**)
Mỗi cân bằng hóa học được đặc trưng bởi một hằng số cân bằng K
C
(hằng số
cân bằng hóa học) được xác định bởi biểu thức:
c d
a b
[C] .[D]
[A] .[B]
C
K =

( NÂNG CAO)
Chú ý:  Hằng số cân bằng K
C
không phụ thuộc vào nồng độ ban đầu của
các chất phản ứng
 Với mỗi phản ứng nhất định thì K
C
chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ
 Trong cân bằng có chất rắn thì nồng độ chất rắn không được đưa
vào biểu thức của K
C
b. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học
- Ảnh hưởng của nồng độ: Khi tăng hoặc giảm nồng độ của một chất trong
cân bằng thì cân bằng chuyển dịch về phía làm giảm hoặc tăng nồng độ của
chất đó.


Chú ý: Trong hệ cân bằng có chất rắn (ở dạng nguyên chất) thì việc tăng
hay giảm khối lượng chất rắn không làm chuyển dịch cân bằng.
- Ảnh hưởng của áp suất (cân bằng có chất khí): Khi tăng áp suất chung của
hệ cân bằng thì cân bằng chuyển dịch về phía tạo ra số mol khí ít hơn và
ngược lại.

Chú ý: Trong cân bằng mà tổng số mol khí ở 2 vế bằng nhau thì áp suất
không ảnh hưởng đến cân bằng
- Ảnh hưởng của nhiệt độ: Khi tăng nhiệt độ thì cân bằng chuyển dịch về phía
phản ứng thu nhiệt (∆H>0) và ngược lại khi giảm nhiệt độ thì cân bằng
chuyển dịch về phía phản ứng tỏa nhiệt (∆H<0)
VẤN ĐỀ 24: NHẬN BIẾT
LÍ THUYẾT
- MỘT SỐ THUỐC THỬ DÙNG ĐỂ NHẬN BIẾT CÁC CHẤT VÔ CƠ
THÔNG DỤNG
Chất
cần
NB
Thuốc
thử
Dấu hiệu Phương trình phản ứng
KIM LOẠI
Li
K
Na
Ca
Ba
Đốt
cháy
Li cho ngọn lửa

đỏ tía
K cho ngọn lửa
tím
Na cho ngọn
lửa vàng
Ca cho ngọn
lửa đỏ da cam
Ba cho ngọn
lửa vàng lục
H
2
O →Dung dịch +
H
2
(Với Ca→ dd
đục)
M + nH
2
O → M(OH)
n
+
2
n
H
2
Be
Zn
Al
dd
kiềm

Tan → H
2
M +(4-n)OH
-
+ (n-2)H
2
O →
MO
2
n-4
+
2
n
H
2
KIM LOẠI
Kloại
từ Mg
→ Pb
dd axit
(HCl)
Tan → H
2
(Pb có ↓ PbCl
2

màu trắng)
M + nHCl → MCl
n
+

2
n
H
2
Cu HCl/
H
2
SO
4

loãng
có sục
O
2
Tan → dung
dịch màu xanh
2Cu + O
2
+ 4HCl →
2CuCl
2
+
2H
2
O
Đốt
trong
O
2
Màu đỏ → màu

đen
2Cu + O
2

0
t
→
2CuO
Trang 19
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
Chất
cần
NB
Thuốc
thử
Dấu hiệu Phương trình phản ứng
Ag
HNO
3
đ
/t
0
Tan → NO
2

màu nâu đỏ
Ag + 2HNO
3đ

0

t
→
AgNO
3
+ NO
2
+ H
2
O
PHI KIM
I
2
Hồ tinh
bột
Màu xanh
S
Đốt
trong
O
2
→ khí SO
2
mùi
hắc
S + O
2

0
t
→

SO
2
P
Đốt
trong
O
2
và
hòa tan
sản
phẩm
vào
H
2
O
Dung dịch tạo
thành làm đỏ
quì tím
4P + O
2

0
t
→
2P
2
O
5
P
2

O
5
+ 3H
2
O → 2H
3
PO
4
(Dung dịch H
3
PO
4
làm đỏ quì
tím)
C
Đốt
trong
O
2
→ CO
2
làm đục
nước vôi trong
C + O
2

0
t
→
CO

2
CO
2
+ Ca(OH)
2
→
CaCO
3
+ H
2
O
KHÍ VÀ HƠI
Cl
2
Nước
Br
2
Nhạt màu
5Cl
2
+ Br
2
+ 6H
2
O →
10HCl + 2HBrO
3
dd KI +
hồ tinh
bột

Không màu →
màu xanh
Cl
2
+ 2KI → 2KCl + I
2
Hồ tinh bột
2
I
→
màu xanh
O
2
Tàn
đóm
Tàn đóm bùng
cháy
Cu, t
0
Cu màu đỏ →
màu đen
2Cu + O
2

0
t
→
2CuO
H
2

Đốt,
làm
lạnh
Hơi nước
ngưng tụ
2H
2
+ O
2

0
t
→
2H
2
O
Chất
cần
NB
Thuốc
thử
Dấu hiệu Phương trình phản ứng
CuO, t
0
Hóa đỏ CuO + H
2

0
t
→

Cu + H
2
O
H
2
O
(hơi)
CuSO
4
khan
Trắng → xanh
CuSO
4
+ 5H
2
O →
CuSO
4
.5H
2
O
CO
CuO Đen → đỏ CuO + CO
0
t
→
Cu + CO
2
dd
PdCl

2
→ ↓ Pd vàng
CO + PdCl
2
+ H
2
O →
Pd↓ +2HCl + CO
2
Đốt
trong
O
2
rồi
dẫn sản
phẩm
cháy
qua dd
nước
vôi
trong
Dung dịch
nước vôi trong
vẩn đục
2CO + O
2

0
t
→

2CO
2
CO
2
+ Ca(OH)
2
→
CaCO
3
+ H
2
O
CO
2
dd vôi
trong
Dung dịch
nước vôi trong
vẩn đục
CO
2
+ Ca(OH)
2
→
CaCO
3
+ H
2
O
SO

2
nước Br
2
Nhạt màu
SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O →
H
2
SO
4
+ 2HBr
KHÍ VÀ HƠI
dd
thuốc
tím
Nhạt màu
5SO
2
+ 2KMnO
4
+ 2H
2
O →
2H
2

SO
4
+ 2MnSO
4
+ K
2
SO
4
SO
3
Dd
BaCl
2
→ BaSO
4
↓
trắng
BaCl
2
+ H
2
O + SO
3
→
BaSO↓+

2HCl
H
2
S Mùi Trứng thối

Dd
Pb(NO
3
)
2
→PbS↓ đen Pb(NO
3
)
2
+H
2
S →
PbS↓ + 2HNO
3
Trang 20
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
Chất
cần
NB
Thuốc
thử
Dấu hiệu Phương trình phản ứng
HCl
Quì tím
ẩm
Hóa đỏ
NH
3
Khói trắng NH
3

+ HCl → NH
4
Cl
NH
3
Quì tím
ẩm
Hóa xanh
HCl Khói trắng NH
3
+ HCl → NH
4
Cl
NO
Không
khí
Hóa nâu 2NO + O
2
→2 NO
2
NO
2
Quì tim
ẩm
Hóa đỏ
Làm
lạnh
Màu nâu →k
0

màu
2NO
2

0
11 C−
→
N
2
O
4
N
2
Que
đóm
cháy
Tắt
DUNG DỊCH
Axit:
HCl
Quì tím Hóa đỏ
Muối
cacbon
at;
sunfit,
sunfua,
kim
loại
đứng

trước H
Có khí CO
2
,
SO
2
, H
2
S, H
2
2HCl + CaCO
3
→
CaCl
2
+ CO
2
↑+ H
2
O
2HCl + CaSO
3
→
CaCl
2
+ SO
2
↑+ H
2
O

2HCl + FeS → FeCl
2
+ H
2
S↑
2HCl + Zn → ZnCl
2
+ H
2
↑
Axit
HCl
đặc
MnO
2
Khí Cl
2
màu
vàng lục bay
lên
4HCl + MnO
2

0
→
t
MnCl
2
+Cl
2

↑ +2H
2
O
Quì tím Hoá đỏ
Chất
cần
NB
Thuốc
thử
Dấu hiệu Phương trình phản ứng
Axit
H
2
SO
4

loãng
Muối
cacbon
at;
sunfit,
sunfua,
kim
loại
đứng
trước H
Dung
dịch
muối
của Ba.

Có khí CO
2
,
SO
2
, H
2
S, H
2
,
Tạo kết tủa
trắng.
H
2
SO
4
+ Na
2
CO
3
→
2Na
2
SO
4
+ CO
2
↑ + H
2
O

H
2
SO
4
+ CaSO
3
→
CaSO
4
+ SO
2
↑ + H
2
O
H
2
SO
4
+ FeS → FeSO
4
+ H
2
S↑
H
2
SO
4
+ Zn → ZnSO
4
+ H

2
↑
Axit
HNO
3
,
H
2
SO
4

đặc
nóng
Hầu hết
các kim
loại
(trừ
Au, Pt)
Có khí thoát ra
4HNO
3(đ)
+ Cu →
Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + 2H
2
O
Cu +2H

2
SO
4(đ, nóng)
→
CuSO
4
+ 2SO
2
↑ + 2H
2
O
Dung
dịch
Bazơ
( OH
-
)
Quì tím Hóa xanh
Dung
dịch
phenol
phtalei
n
Hóa hồng
SO
4
2-
Ba
2+
↓trắng BaSO

4
BaCl
2
+ Na
2
SO
4
→ BaSO
4
↓+
2NaCl
Cl
-
Dd
AgNO
3
↓trắng AgCl
AgNO
3
+ NaCl→ AgCl↓+
NaNO
3
DUNGDỊCH
PO
4
3-
↓vàng Ag
3
PO
4

3AgNO
3
+ Na
3
PO
4
→
Ag
3
PO
4
↓+ NaNO
3
Trang 21
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
Chất
cần
NB
Thuốc
thử
Dấu hiệu Phương trình phản ứng
CO
3
2-
,
SO
3
2-
Dd axit → CO
2

, SO
2
CaCO
3
+ 2HCl →
CaCl
2
+ CO
2
↑+ H
2
O
CaSO
3
+ 2HCl →
CaCl
2
+ SO
2
↑ + H
2
O
H
CO
3
-
Dd axit CO
2

NaHCO

3
+ HCl →
NaCl + CO
2
↑+ H
2
O
H
SO
3
-
Dd axit SO
2

NaHSO
3
+ HCl →
NaCl + SO
2
↑ + H
2
O
M
g
2+
Dung
dịch
kiềm
NaOH,
KOH

Kết tủa trắng
Mg(OH)
2
không tan trong
kiềm dư
MgCl
2
+ 2KOH → Mg(OH)
2
↓
+ 2KCl
C
u
2+

Kết tủa xanh
lam : Cu(OH)
2
CuCl
2
+ 2NaOH →Cu(OH)
2
↓ +
2NaCl
F
e
2+
Kết tủa trắng
xanh : Fe(OH)
2

FeCl
2
+ 2KOH → Fe(OH)
2
↓ +
2KCl
Fe
3+
Kết tủa nâu đỏ
: Fe(OH)
3
FeCl
3
+ 3KOH →Fe(OH)
3
↓+
3KCl
Al
3+
Kết tủa keo
trắng Al(OH)
3

tan trong kiềm
dư
AlCl
3
+ 3NaOH → Al(OH)
3
↓ +

3NaCl
Al(OH)
3
+ NaOH → NaAlO
2
+
2H
2
O
Na
+
Lửa
đèn khí
Ngọn lửa màu
vàng
K
+
Ngọn lửa màu
tím
OXIT Ở THỂ RẮN
Na
2
O,
K
2
O,
BaO,
CaO
H
2

O → dd làm xanh
quì tím (CaO
tạo ra dung
dịch đục)
Na
2
O + H
2
O → 2NaOH
Chất
cần
NB
Thuốc
thử
Dấu hiệu Phương trình phản ứng
P
2
O
5
H
2
O
→dd làm đỏ
quì tím
P
2
O
5
+ 3H
2

O → 2H
3
PO
4
SiO
2
Dd HF
→ tan tạo
SiF
4
↑
SiO
2
+ 4HF → SiF
4
↑ +2H
2
O
Al
2
O
3
,
ZnO
kiềm
→ dd không
màu
Al
2
O

3
+ 2NaOH → 2NaAlO
2
+
H
2
O
ZnO + 2NaOH → Na
2
ZnO
2
+
H
2
O
CuO Axit
→ dd màu
xanh
CuO + 2HCl → CuCl
2
+ H
2
O
MnO
2
HCl
đun
nóng
→ Cl
2

màu
vàng
4HCl + MnO
2

0
→
t
MnCl
2
+Cl
2
+2H
2
O
Ag
2
O
HCl
đun
nóng
→ AgCl ↓
trắng
Ag
2
O + 2HCl →2AgCl↓ +
H
2
O
FeO,

Fe
3
O
4
HNO
3

đặc
→ NO
2
màu
nâu
FeO + 4HNO
3
→
Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
↑ + 2H
2
O
Fe
3
O
4
+ 10HNO
3

→
3Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
↑+ 5H
2
O
Fe
2
O
3
HNO
3

đặc
→ tạo dd màu
nâu đỏ, không
có khí thoát ra
Fe
2
O
3
+ 6HNO
3
→
2Fe(NO
3

)
3
+ 3H
2
O
Lưu ý: Một số dung dịch muối làm chuyển màu quì tím:
- Dung dịch muối cacbonat, sunfua, photphat, axetat của kim loại kiềm
làm quì tím → xanh
- Dung dịch muối (NH
4
)
2
SO
4
, NH
4
Cl, NH
4
NO
3
, AgNO
3
, AlCl
3
,
Al(NO
3
)
3
, muối hiđrosunfat của kim loại kiềm làm quì tím hóa đỏ.

Trang 22
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
VẤN ĐỀ 25: ĐIỀU CHẾ
LÍ THUYẾT
1. Điều chế kim loại.
Chia 2 loại.
 Kim loại mạnh: K, Ba,Ca, Na, Mg, Al. điều chế bằng phương pháp điện
phân nóng chảy
* muối clorua: trừ AlCl
3
bị thăng hoa ở nhiệt độ cao.
* bazơ: trừ Be(OH)
2
, Mg(OH)
2
, Al(OH)
3
không bền khi đun nóng
* oxit: chỉ dùng điều chế Al.
 Kim loại TB
_
Y. Mg trở đi.
* Muối - tác dụng với kim loại mạnh hơn ( thủy luyện )
- điện phân dung dịch
* Oxit: dùng CO, H
2
, Al, C ở t
o
cao để khử ( nhiệt luyện )
2. Điều chế các phi kim và hợp chất của chúng.

- Xem kĩ và phân rõ cách điều chế trong phòng thí nghiệm và trong công
nghiệp
VẤN ĐỀ 26: TÁCH – TINH CHẾ
LÍ THUYẾT
- Dùng 1 hóa chất để tách A ra khỏi hỗn hợp.
=> tìm chất mà A không phản ứng, còn chất đó phản ứng với tất cả
các chất còn lại.
- Dùng nhiều hóa chất để tách A ra khỏi hỗn hợp.
=> Tìm chất phản ứng với A mà không ( ít ) phản ứng với chất còn
lại, các chất tiếp theo sẽ là chất phục hồi lại A.
VẤN ĐỀ 27: SƠ ĐỒ VÔ CƠ
LÍ THUYẾT
- Lưu ý: + Mỗi mũi tên: một phản ứng
+ Mỗi kí hiệu chưa biết: một chất hóa học
- Cần nắm được mỗi liên hệ giữa tính chất, cách điều chế các chất
VẤN ĐỀ 28: TỔNG HỢP CÁC PHÁT BIỂU TRONG HÓA VÔ CƠ
LÍ THUYẾT
- Các phát biểu trong hóa vô cơ thường tập chung vào các phát biểu về vai trò
của các chất trong phản ứng oxi hóa khử, các ứng dụng, trạng thái tính chất
của các chất hoặc tính chất của hợp chất phức tạp như sắt, crom, đồng.
VẤN ĐỀ 29: HÓA HỌC VỚI KINH TẾ, XÃ HỘI VÀ MÔI TRƯỜNG
LÍ THUYẾT
I. HÓA HỌC VÀ KINH TẾ
1. Năng lượng và nhiên liệu
a. Năng lượng và nhiên liệu có vai trò quan trọng như thế nào đối với sự
phát triển kinh tế?
- Các nguồn năng lượng chính là: Mặt Trời, thực phẩm, gỗ gió, nước, dầu
mỏ, khí tự nhiên, than đá, các chất có phản ứng hạt nhân,
- Có nhiều dạng năng lượng khác nhau: Động năng, nhiệt năng, hóa năng,
điện năng, quang năng, thế năng, Từ dạng năng lượng này có thể biến đổi

sang dạng năng lượng khác
- Nhiên liệu khi bị đốt cháy sinh ra năng lượng (nhiệt năng). Hiện nay nguồn
cung cấp nhiên liệu chủ yếu là than, dầu mỏ và khí tự nhiên. Các dạng nhiên
liệu này được gọi là nhiên liệu hóa thạch, có trong vỏ Trái Đất.
* Mọi quá trình hoạt động của con người đều cần năng lượng và nhiên liệu.
Năng lượng và nhiên liệu cần cho sự phát triển các ngành kinh tế: nông
nghiệp, công nghiệp, xây dựng, giao thông vận tải, ngư nghiệp, Nhân loại
không thể tồn tại và phát triển nếu thiếu năng lượng.
b. Vấn đề về năng lượng và nhiên liệu đang đặt ra cho nhân loại hiện nay
là gì?
- Cùng với sự phát triển các ngành kinh tế, nhu cầu về năng lượng và nhiên
liệu ngày càng tăng. Trong khi đó các nguồn năng lượng, nhiên liệu hóa
thạch như dầu mỏ, than đá, khí tự nhiên không phải là vô tận mà có giới
hạn và ngày càng cạn kiệt do bị khai thác quá nhiều.
- Người ta dự đoán rằng, một vài trăm năm nữa các nguồn nhiên liệu hóa
thạch trên Trái Đất sẽ cạn kiệt do con người khai thác ngày càng nhiều để sử
dụng cũng như làm vật phẩm, hàng hóa xuất khẩu.
- Khai thác và sử dụng năng lượng hóa thạch còn là một trong những nguyên
nhân chủ yếu gây nên ô nhiễm môi trường và làm thay đổi khí hậu toàn cầu.
c. Hóa học đã góp phần giải quyết vấn đề năng lượng và nhiên liệu như
thế nào trong hiện tại và tương lai?
- Nhân loại đang giải quyết vấn đề thiếu năng lượng và khan hiếm nhiên liệu
do tiêu thụ quá nhiều theo hướng nâng cao tính hiệu quả trong việc sản xuất
và sử dụng năng lượng, đảm bảo sự phát triển bền vững.
Hóa học đã nghiên cứu góp phần sản xuất và sử dụng nguồn nhiên liệu thiên
nhiên như than, dầu mỏ.
- Sản xuất etanol từ ngô, sắn để thay thế xăng, chế biến dầu thực vật (dừa,
cọ, ) thay cho dầu điezen trong các trong các động cơ đốt trong.
- Sản xuất ra chất thay cho xăng từ nguồn nguyên liệu vô tận là không khí và
nước.

- Năng lượng được sản sinh trong các lò phản ứng hạt nhân đã được sử dụng
cho mục đích hòa bình. Hóa học đã giúp xác định cơ sở khoa học của quy
Trang 23
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
trình kĩ thuật tạo ra vật liệu đặc biệt xây lò phản ứng hạt nhân, giúp quá trình
làm sạch nguyên liệu urani, để sử dụng trong các nhà máy điện nguyên tử.
- Hóa học cũng góp phần tạo ra vật liệu chuyên dụng để chế tạo pin Mặt Trời,
chế tạo thiết bị, máy móc thích hợp để khai thác, sử dụng hiệu quả những
nguồn năng lượng sạch có tiềm năng to lớn khác từ thiên nhiên: Năng lượng
thủy điện; năng lượng gió; năng lượng Mặt Trời; năng lượng địa nhiệt; năng
lượng thủy triều,
- Trong công nghiệp hóa học, người ta đã sử dụng các nguồn nhiên liệu, năng
lượng mới một cách khoa học và tiết kiệm.
- Hóa học đã giúp tạo ra và sử dụng nguồn năng lượng điện hóa trong pin
điện hóa hoặc acquy. Acquy khô và acquy chì axit là loại được dùng phổ biến
nhất hiện nay.
2 – Vật liệu
a. Vai trò của vật liệu đối với sự phát triển kinh tế
- Trong lịch sử phát triển của nhân loại đã sử dụng nhiều loại vật liệu khác
nhau.
- Sự phát triển của các vật liêu mới đã góp phần tạo ra sự phát triển cho
những ngành kinh tế mũi nhọn của nhân loại.
b. Vấn đề về vật liệu đang đặt ra cho nhân loại là gì?
- Cùng với sự phát triển của các ngành kinh tế và khoa học kĩ thuật, nhu cầu
của nhân loại về vật liệu mới với những tính năng vật lí và hóa học, sinh học
mới ngày càng cao.
- Ngoài những vật liệu tự nhiên, nhu cầu về vật liệu nhân tạo ngày càng đa
dạng, phong phú để đáp ứng nhu cầu ngày càng cao về vật liệu của các ngành
kinh tế quốc dân.
c. Hóa học đã góp phần giải quyết vấn đề về vật liệu như thế nào?

- Hóa học đã và đang góp phần tạo nên các loại vật liệu mới cho nhân loại.
Các nhà hóa học đã nghiên cứu được các chất hóa học làm nguyên liệu ban
đầu, những điều kiện đặc biệt, những chất xúc tác vô cơ và hữu cơ để tạo ra
những vật liệu có tính năng riêng, đặc biệt phục vụ cho các ngành kinh tế, y
học, công nghệ sinh học, khoa học vũ trụ,
* Vô liệu vô cơ: Ngành sản xuất hóa học vô cơ tạo ra nhiều loại vật liệu được
sử dụng trong công nghiệp và đời sống.
Thí dụ: Luyện kim đen và luyện kim màu sản xuất ra các kim loại: vàng,
nhôm, sắt, thép, đồng, titan và hợp kim như đuyra,
Công nghiệp silicat sản xuất ra ngạch, ngói, xi măng, thủy tinh, gốm, sứ,
Công nghiệp hóa chất sản xuất ra các hóa chất cơ bản như
HCl,H
2
SO
4
,HNO
3
,NH
3
,NaOH, làm nguyên liệu để sản xuất phân bón, thuốc
trừ sâu.
* Vật liệu hữu cơ: Nhiều loại vật liệu hữu cơ được sản xuất bằng con đường
hóa học. Thí dụ: Sơn tổng hợp, nhựa, chất dẻo, PVC, cao su tổng hợp, tơ, sợi
tổng hợp.
* Vật liệu mới: Ngày nay, hóa học cùng với ngành khoa học vật liệu nghiên
cứu tạo nên một số loại vật liệu mới có tính năng đặc biệt: Trọng lượng siêu
nhẹ, siêu dẫn điện, siêu bền, siêu nhỏ, giúp phát triển các ngành công
nghiệp điện tử, năng lượng hạt nhân, y tế, Thí dụ:
- Vật liệu nano (còn gọi là vật liệu nanomet) là loại vật liệu được tạo nên từ
những hạt có kích thước cỡ nanomet. Vật liệu nano có độ rắn siêu cao, siêu

dẻo và nhiều tính năng đặc biệt mà vật liệu thường không có được.
- Vật liệu quang điện tử có độ siêu dẫn ở nhiệt độ cao được dùng trong sinh
học, y học, điện tử,
- Vật liệu compozit có tính năng bền, chắc không bị axit hoặc kiềm và một số
hóa chất phá hủy.
II. HÓA HỌC VÀ XÃ HỘI
1 - HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ LƯƠNG THỰC, THỰC PHẨM
a.Vai trò của lương thực, thực phẩm đối với đời sống của con người
- Lương thực, thực phẩm đáp ứng nhu cầu dinh dưỡng, cung cấp năng lượng
cho con người sống và hoạt động.
- Để đảm bảo duy trì sự sống thì lương thực, thực phẩm trong khẩu phần ăn
hằng ngày cần đảm bảo đầy đủ theo một tỉ lệ thích hợp các chất bột
(cacbohiđrat), chất đạm (protein), chất béo (lipit), vitamin, chất khoáng và
các chất vi lượng.
- Ăn không đủ năng lượng hoặc thiếu chất dinh dưỡng sẽ làm cho cơ thể hoạt
động không hiệu quả, sức khỏe yếu, chậm phát triển trí tuệ, đặc biệt là đối
với các phụ nữ đang mang thai và trẻ em. Thí dụ: Nếu thiếu iot sẽ gây kém trí
nhớ , thiếu vitamin A sẽ gây bệnh khô mắt dẫn đến mù lòa, thiếu sắt dẫn đến
bệnh thiếu máu
b. Vấn đề về lương thực, thực phẩm đang đặt ra cho nhân loại hiện nay
- Nhân loại đang đứng trước thách thức lớn về lương thực, thực phẩm. Dân số
thế giới ngày càng tăng nhất là ở những nước đang phát triển dẫn đến nhu cầu
về lương thực và thực phẩm ngày càng tăng lên. Trong khi đó, nhu cầu về
lượng thực, thực phẩm có chất lượng cao đảm bảo ăn ngon, chống bệnh béo
phì ở một số nước phát triển lại đang được đặt ra. Ước tính có khoảng 15%
dân số các nước mắc bệnh béo phì.
- Ngoài ra, diện tích trồng trọt ngày càng bị thu hẹp do bị đô thị hóa, do khí
hậu trái đất nóng lên và thiên tai (mưa, bão, lũ lụt, ) ngày càng khắc nghiệt
dẫn đến giảm sản lượng lương thực.
c. Hóa học đã góp phần giải quyết vấn đề lương thực, thực phẩm cho

Trang 24
LÝ THUYẾT VÔ CƠ ÔN THI THPT QUỐC GIA NĂM 2015 Sưu tầm và biên soạn: TJR
nhân loại như thế nào?
- Để giải quyết vấn đề lương thực, thực phẩm cho nhân loại, hóa học đã góp
phần nghiên cứu và sản xuất các chất hóa học có tác dụng bảo vệ, phát triển
thực vật, động vật giúp tăng sản lượng, chất lượng và bảo quản tốt hơn. Thí
dụ:
- Sản xuất các loại phân bón hóa học có tác dụng tăng năng suất cây trồng
như: Phân đạm, phân lân, phân kali, phân hỗn hợp, phân phức hợp, phân vi
lượng,
- Tổng hợp hóa chất có tác dụng diệt trừ cỏ dại tạo điều kiện cho cây lương
thực phát triển.
- Tổng hợp hóa chất diệt nấm bệnh, để bảo vệ cây lương thực tránh được
dịch bệnh như: Etirimol, benoxyl, đồng sunfat,
- Sản xuất những hóa chất bảo quản lương thực và thực phẩm, làm chậm sự
phát triển của vi khuẩn gây hại cho lương thực, thực phẩm.
- Nghiên cứu chế biến thức ăn tổng hợp để tăng sản lượng chăn nuôi gia súc,
gia cầm, thủy sản.
Chế biến thực phẩm nhân tạo hoặc chế biến thực phẩm theo công nghệ hóa
học.
Hóa học giúp thay thế nguồn nguyên liệu làm lương thực, thực phẩm dùng
trong công nghiệp hóa học bằng nguyên liệu phi lương thực, phi thực phẩm.
Thí dụ:
- Thay thế tinh bột bằng hợp chất hiđrocacbon để sản xuất ancol etylic; thay
thế việc sản xuất xà phòng giặt từ chất béo bằng sản xuất bột giặt tổng hợp.
- Sản xuất glucozơ từ những chất thải như vỏ bào, mùn cưa, rơm rạ,
- Tổng hợp chất béo nhân tạo (bơ magarin) từ axit stearic và glixerol, sự
chuyển hóa dầu (chất béo lỏng) thành bơ, mỡ (chất béo rắn),
- Chế biến protein từ protein tự nhiên.
Cùng với ngành công nghệ sinh học, hóa học đã góp phần tạo nên những chất

hóa học giúp tạo nên những giống mới có năng suất cao hơn.
Hóa học đã góp phần tạo nên những thực phẩm riêng dành cho những người
mắc bệnh khác nhau. Thí dụ: Thực phẩm dành ho những người ăn kiêng như
bánh, sữa, đường,
Ngành hóa thực phẩm cũng đã chế biến được nhiều loại sản phẩm làm tăng
tính thẩm mĩ và hấp dẫn của thực phẩm. Thí dụ: Chế biến đồ hộp để tạo nên
vị ngon và bảo quản tốt những thực phẩm cho con người; Một số loại hương
liệu, phụ gia thực phẩm làm cho thực phẩm thêm hấp dẫn bởi màu sắc, mùi
thơm nhưng vẫn đảm bảo vệ sinh an toàn thực phẩm. Hiện nay đã sản xuất
được 200 chất phụ gia cho thực phẩm.
2 - HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ MAY MẶC
a. Vai trò của may mặc đối với đời sống con người
- Cùng với nhu cầu ăn, ở thì may mặc là một trong những nhu cầu thiết yếu
của con người giúp nhân loại tồn tại và phát triển.
b. Vấn đề may mặc đang đặt ra cho nhân loại hiện nay
- Dân số thế giới gia tăng không ngừng, vì vậy tơ sợi tự nhiên như bông,
gai, không thể đáp ứng đủ nhu cầu may mặc về số lượng cũng như chất
lượng.
c. Hóa học góp phần giải quyết vấn đề may mặc của nhân loại như thế
nào?
- Hóa học góp phần sản xuất ra tơ, sợi hóa học để thỏa mãn nhu cầu may mặc
cho nhân loại. Tơ hóa học (gồm tơ nhân tạo và tơ tổng hợp) so với tơ tự nhiên
(sợi bông, sợi gai, sợi tằm) có nhiều ưu điểm nổi bật: dai, đàn hồi, ít thấm
nước, mềm mại, nhẹ, xốp, đẹp và rẻ tiền, Nguyên liệu để sản xuất tơ nhân
tạo là những polime có sẵn trong tự nhiên như xenlulozơ (có trong bông, gai,
gỗ, tre, nứa, ). Từ xenlulozơ, chế biến bằng con đường hóa học thu được tơ
visco, tơ axetat.
- Nguyên liệu để sản xuất tơ tổng hợp là những polime không có sẵn trong tự
nhiên mà do con người tổng hợp bằng phương pháp hóa học như tơ nilon, tơ
capron, tơ poliaxrylat,

- Các loại tơ sợi hóa học được tổng hợp hoàn toàn trong nhà máy (từ nguyên
liệu ban đầu đến sản phẩm cuối cùng) nên đã dành ra được nhiều đất đai cho
trồng trọt và chăn nuôi gia súc.
- Hóa học góp phần sản xuất ra nhiều loại phẩm nhuộm tạo nên màu sắc khác
nhau phù hợp với nhu cầu thẩm mĩ của con người.
- Ngoài ra, công nghệ hóa học đã tạo ra các vật liệu cơ bản để chế tạo các
thiết bị chuyên dụng trong các nhà máy dệt và trong ngành dệt may giúp tạo
ra những loại vải đa dạng, phong phú đáp ứng nhu cầu may mặc ngày càng
cao.
3- HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ SỨC KHỎE CON NGƯỜI
Để bảo vệ sức khỏe con người, phòng chống bệnh tật và các tệ nạn xã
hội, hóa học góp phần quan trọng trong lĩnh vực dược phẩm và vấn đề
về chất gây nghiện ma túy.
a. Dược phẩm
- Đế sinh tồn và phát triển, từ xưa, con người đã biết dùng cỏ, cây, con, để
trực tiếp hoặc gián tiếp chế biến làm thuôc chữa bệnh.
- Tuy nhiên, nguồn dược phẩm tự nhiên không thể đáp ứng để chữa trị những
bệnh hiểm nghèo, bệnh do virut,
- Hóa học cũng góp phần tạo ra những loại thuốc đặc trị có tác dụng trị bệnh
nhanh, mạnh, hiệu quả, những loại thuốc bổ tăng cường sức khỏe cho con
Trang 25